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<p>UNIVERSIDADE DE INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL DA LUSOFONIA AFRO-</p><p>BRASILEIRA</p><p>ENGENHARIA DE ENERGIAS</p><p>LABORATÓRIO DE QUÍMICA II</p><p>PRATICA N.07</p><p>ELETROQUÍMICA</p><p>Alunos:</p><p>Belton Alberto Manuel</p><p>Lasmim Nangoma Professora:</p><p>Curso: Engenharia de Energias Karolinny Chaves</p><p>Semestre:2023.2</p><p>Turma:01</p><p>Data da prática:02/04/2024</p><p>REDENÇÃO-CE</p><p>2024</p><p>SUMÁRIO</p><p>1.Introdução ................................................................................................................................ 1</p><p>2.Objetivos ................................................................................................................................. 2</p><p>3.Materiais e Equipamentos ....................................................................................................... 3</p><p>3.1Materiais ................................................................................................................................ 3</p><p>4.Procedimento experimental ..................................................................................................... 4</p><p>4.1Reações não espontâneas (eletrólise). ................................................................................... 4</p><p>4.1.1Eletrólise do KI. ................................................................................................................. 4</p><p>4.1.2Eletrólise do NaCl (aquoso). .............................................................................................. 4</p><p>4.1.3Eletrólise da água (H2O). ................................................................................................... 4</p><p>4.1.4Eletrólise do Zinco. ............................................................................................................ 5</p><p>4.1.5Eletrólise do Cobre. ............................................................................................................ 5</p><p>4.2Reações espontâneas (pilhas e corrosão)............................................................................... 5</p><p>4.2.1Estudo da pilha de Daniel (demonstrativo). ....................................................................... 5</p><p>4.2.2Estudo da corrosão (demonstrativo). .................................................................................. 5</p><p>5.Resultados e Discussão ........................................................................................................... 6</p><p>6.Conclusão ............................................................................................................................. 12</p><p>Referências Bibliográficas ...................................................................................................... 13</p><p>1</p><p>1. INTRODUÇÃO</p><p>A eletroquímica é uma área admirável da química, que se dedica nos estudos das reações</p><p>químicas, envolvendo as transferências de elétrons. Contudo a eletrolise é um dos processos</p><p>mais importantes da eletroquímica, que abrange a decomposição de substancias com auxilio da</p><p>corrente elétrica.</p><p>Neste experimento iremos explorar diferentes eletrolises usando as soluções de KI, NaCl,</p><p>K2SO4, ZnSO4 e CuCl2, sendo que serão usados os eletrodos de cobre e os eletrodos de grafite,</p><p>que será útil para a montagem de sistema eletrolise que levará as evidencias das espécies</p><p>redutoras e oxidantes. Essas reações são características de reações de oxirredução, assim sendo,</p><p>estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Elas estão envolvidas em uma</p><p>grande variedade de processos importantes, explicando o processo de ferrugem de ferro, a</p><p>fabricação e ação de alvejantes e respiração de animais, além disso, apresentam assim, uma</p><p>grande aplicabilidade na indústria siderúrgica e elétrica.</p><p>Através dos eletrodos o Daniel, um dos renomados cientistas trouxe uma grande</p><p>inovação, inventando uma pilha, assim deixando as antigas pilhas que eram limitadas por seus</p><p>eletrólitos corrosivos e falta de durabilidade. A pilha de Daniel é feita de zinco e cobre em</p><p>solução de sulfato de zinco e sulfato de cobre, separado por uma ponte salina, desempenhando</p><p>a função de neutralização elétrica, assim a pilha é notável no mundo moderno devido a sua</p><p>estabilidade e baixa taxa de corrosão, tornando-se assim um grande marco na história das pilhas</p><p>e eletroquímica.</p><p>A corrosão mencionada anteriormente é um processo espontâneo e natural, onde os</p><p>metais sofrem oxidação por causa da interação com o meio ambiente, isso não é apenas</p><p>preocupante, mas também gera grandes prejuízos no controle de qualidade nas indústrias</p><p>siderúrgicas, no entanto entender a eletroquímica trará soluções para prevenir a corrosão, como</p><p>é o caso de produção de substancias protetoras.</p><p>2</p><p>2. OBJETIVOS</p><p>➢ Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos.</p><p>➢ Verificar diferentes tipos de eletrolise e analisar os efeitos nos cátodos e ânodos.</p><p>➢ Compreender o funcionamento de uma célula galvânica.</p><p>➢ Analisar os efeitos da corrosão.</p><p>3</p><p>3. MATERIAIS E EQUIPAMENTOS</p><p>3.1 Materiais</p><p>➢ Béqueres de dimensões variadas;</p><p>➢ Pipetas</p><p>➢ Placas de petri;</p><p>➢ Chapas de zinco, ferro e cobre;</p><p>➢ Multímetro;</p><p>➢ Fio de cabo dublo paralelo;</p><p>➢ Tomada plug de 2p;</p><p>➢ Conectores de bornes;</p><p>➢ Conjunto de eletrodos de grafite e cobre;</p><p>Reagentes</p><p>➢ Sulfato de cobre (CuSO4),</p><p>➢ Sulfato de zinco (ZnSO4),</p><p>➢ Fenolftaleina;</p><p>➢ Ferrocianeto de potássio K3[Fe(CN)6]</p><p>3- ;</p><p>➢ Cloreto de sódio (NaCl);</p><p>➢ Iodeto de potássio (KI);</p><p>➢ Sulfato de potássio (K2SO4);</p><p>➢ Cloreto de cobre (CuCl2);</p><p>➢ Cloreto de potássio (KCl);</p><p>➢ Azul bromotimol;</p><p>4</p><p>4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>4.1 Reações não espontâneas (eletrólise).</p><p>Nos procedimentos a seguir utilizou-se um sistema de eletrolise, onde a voltagem da</p><p>corrente contínua foi de 10V e o sistema de eletrolise foi montado com fio cabo duplo paralelo</p><p>de 2*1,5mm com um comprimento de 500cm conector borne e tomada plug de 2P, onde usando</p><p>o fio de cobre 2*1,5mm conectamos aos polos uma tomada plug e no outro polo conectamos</p><p>um conector de borne assim deixando pronto o sistema de eletrólise para o uso posterior onde</p><p>um dos eletrodos serão o cátodo e o outro o ânodo.</p><p>4.1.1 Eletrólise do KI.</p><p>Assim sendo após, adicionou-se a uma placa de petri 10mL de solução de iodeto de</p><p>potássio (KI), montou-se o sistema com eletrodos de cobre com diâmetro de 2mm2 e inserimos</p><p>os eletrodos na solução medido anteriormente, e observou-se as reações ocorridas no processo</p><p>de eletrolisação em cada eletrodos e anotou-se o ocorrido. Subsequentemente trocou-se os</p><p>eletrodos de cobre por eletrodos de grafite e repetiu-se o procedimento.</p><p>4.1.2 Eletrólise do NaCl (aquoso).</p><p>Adicionou-se a uma placa de petri 10mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 5% e duas</p><p>gotas de fenolftaleina em diante montou-se o sistema com eletrodos de cobre com diâmetro de</p><p>2mm2 e inserimos os eletrodos na solução medido anteriormente, e observou-se as reações</p><p>ocorridas no processo de eletrolisação em cada eletrodos e anotou-se o ocorrido. Em diante</p><p>trocou-se os eletrodos de cobre por eletrodos de grafite e repetiu-se o procedimento.</p><p>4.1.3 Eletrólise da água (H2O).</p><p>Adicionou-se a uma placa de petri 10mL de solução de sulfato de potássio K2SO4 e 5 gotas</p><p>de azul bromotimol, e agitou-se até ficar homogênea, em seguida montou-se o sistema com os</p><p>eletrodos de cobre, com diâmetro de 2mm2 e colocou-se os eletrodos na solução medido de</p><p>sulfato de potássio (K2SO4) correspondente a 10mL, e observou-se</p><p>as reações ocorridas no</p><p>processo de eletrolisação em cada eletrodos e anotou-se o ocorrido. Subsequentemente trocou-</p><p>se os eletrodos de cobre por eletrodos de grafite e repetiu-se o procedimento.</p><p>5</p><p>4.1.4 Eletrólise do Zinco.</p><p>A um béquer de 25mL adicionou-se aproximadamente 20mL de sulfato de zinco (ZnSO4)</p><p>de 0,1mol/L, posteriormente montou-se o sistema com eletrodos de cobre com diâmetro de</p><p>2mm2 e inserimos os eletrodos na solução de sulfato de zinco (ZnSO4) medido anteriormente</p><p>correspondente a 0,1mol/L, e observou-se as reações ocorridas no processo de eletrolisação em</p><p>cada eletrodos, assim anotou-se o ocorrido. Em diante trocou-se os eletrodos de cobre por</p><p>eletrodos de grafite e repetiu-se o procedimento.</p><p>4.1.5 Eletrólise do Cobre.</p><p>A um béquer de 25mL adicionou-se 20mL de solução de cloreto de cobre (CuCl2) de</p><p>0,1mol/L em seguida montou-se o sistema com os eletrodos de cobre, com diâmetro de 2mm2</p><p>e colocou-se os eletrodos na solução medido de cloreto de cobre (CuCl2) correspondente a</p><p>0,1mol/L, e observou-se as reações ocorridas no processo de eletrolisação em cada eletrodos e</p><p>anotou-se o ocorrido. Subsequentemente trocou-se os eletrodos de cobre por eletrodos de grafite</p><p>e repetiu-se o procedimento.</p><p>4.2 Reações espontâneas (pilhas e corrosão).</p><p>4.2.1 Estudo da pilha de Daniel (demonstrativo).</p><p>A um béquer adicionou-se volume suficiente para cobrir o eletrodo e tocar a ponte salina</p><p>de solução de sulfato de zinco (ZnSO4) de 1mol/L e em outro béquer adicionou-se</p><p>aproximadamente o mesmo volume de solução de (CuSO4) de 1mol/L, por diante preencheu-</p><p>se a ponte salina com solução saturada de cloreto de potássio (KCl) e vedou-se as entradas com</p><p>algodão. No béquer contendo a solução (ZnSO4) mergulhou-se uma chapa lixada de zinco e no</p><p>outro béquer contendo a solução de (CuSO4) mergulhou-se uma chapa lixada de cobre. Fechou-</p><p>se o circuito, utilizando um multímetro digital mediou-se e observou-se o potencial gerado pela</p><p>reação eletroquímica</p><p>4.2.2 Estudo da corrosão (demonstrativo).</p><p>A um béquer de 250mL adicionou-se 200mL de solução aquosa de cloreto de sódio</p><p>(NaCl) 5%, 1mL de fenolftaleina a 1% e 2mL de Ferrocianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]),</p><p>montou-se um sistema com chapa de cobre e outro com ferro no mesmo fio de cobre e colocou-</p><p>se ambos na solução de Ferrocianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]), e observou-se o ocorrido em</p><p>cada eletrodo e anotou-se. Repetiu-se o procedimento trocando o eletrodo de cobre por um de zinco,</p><p>observou-se e anotou-se.</p><p>6</p><p>5. RESULTADOS E DISCUSSÃO</p><p>➢ Eletrólise do KI.</p><p>Nesse experimento quando usados os eletrodos de cobre, o eletrodo esquerdo estava a</p><p>borbulhar, ocorrendo a oxidação por ser ânodo (eletrodo positivo).</p><p>2I⁻(aq) → I₂(g) + 2e⁻: O íon iodeto (I⁻) forma moléculas de iodo (I₂) e libera elétrons por ser</p><p>agente redutor. No eletrodo direito formava um solido, mudando a coloração da solução em</p><p>amarelo, ocorrendo a redução por ser o cátodo (eletrodo negativo).</p><p>2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq): o gás hidrogênio (H₂) e íons hidroxila (OH⁻) é formada</p><p>pelo fato da água (H₂O) ser agente oxidante. Assim sendo, com eletrodos de cobre, observou-</p><p>se a formação de iodo gasoso no ânodo e a liberação de gás hidrogênio no cátodo. Quando</p><p>trocado os eletrodos cobre pelos eletrodos do grafite o cenário continua sendo o mesmo que do</p><p>cobre.</p><p>Resultados observados com os eletrodos de cobre e os de grafite, constatou-se que o cobre</p><p>participou da reação eletroquímica enquanto que os eletrodos de grafite são inertes. Na pratica</p><p>isso quer dizer que nos eletrodos de cobre vai ocorrer a deposição de iodo nas superfícies dos</p><p>eletrodos de cobre devido à oxidação do íon iodeto, sendo que com os eletrodos de grafite, os</p><p>gases iodo e hidrogênio formados, são depositados diretamente na solução. Portanto, em todos</p><p>os casos o processo de eletrolise KI sofre a decomposição em íons iodeto e potássio, e os íons</p><p>iodeto são os principais envolvidos nas reações eletroquímicas.</p><p>➢ Eletrólise do NaCl (aquoso).</p><p>Nesse experimento também quando usados os eletrodos de cobre. O eletrodo positivo que</p><p>é o ânodo onde ocorre a oxidação do íon cloreto (Cl⁻) por ser agente redutor: 2Cl⁻(aq) → Cl₂(g)</p><p>+ 2e⁻. Neste processo o gás cloro liberou-se na superfície do ânodo. Eletrodo negativo (cátodo),</p><p>o cobre no catodo não ocorreu uma reação visível, assim sendo a água não é reduzida a oxigênio</p><p>com facilidade nas condições normais.</p><p>Enquanto quando é trocado para os eletrodos de grafite, notou-se a ocorrência de</p><p>oxidação dos íons de cloreto no eletrodo positivo (ânodo) nesta solução. Assim formando o gás</p><p>cloro (Cl) e liberando os elétrons: 2Cl⁻(aq) → Cl₂(g) + 2e⁻, portanto, o gás cloro observou-se</p><p>na superfície do anodo do grafite. Portanto, no eletrodo negativo (cátodo), a água (H2O) é</p><p>reduzida a gás hidrogênio (H2) e íons hidroxilas (OH-), como mostra a reação:</p><p>7</p><p>2H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq), assim, observa-se bolhas de hidrogênio gasoso no cátodo</p><p>de grafite.</p><p>Nos eletrodos de cobre: O aparecimento do gás cloro no anodo designa a oxidação dos</p><p>íons cloreto (Cl-). O cobre do anodo não reagi diretamente com a solução, enquanto que no</p><p>catodo de cobre a ocorrência de redução não é intensa devido a alta polarização do cobre, que</p><p>não aceita a redução da água a gás de hidrogênio com facilidade.</p><p>A troca dos eletrodos de cobre por eletrodos de grafite, não alterou a reação no anodo,</p><p>enquanto que para no catodo do grafite, ocorre a redução da água (H2O), formando o gás de</p><p>hidrogênio e íons hidroxilas, isso é previsto porque os catodos de grafite são mais competentes</p><p>na redução da água do que os de cobre. O uso da fenolftaleina foi crucial para determinar o</p><p>ácido-base que varia de incolor para rosa no anodo, enquanto que no catodo não é diretamente</p><p>afetado, permanecendo incolor, isso mostra que o pH não altera de uma forma significativa na</p><p>presença dos produtos da redução.</p><p>➢ Eletrólise da água (H2O).</p><p>Neste experimento, com os eletrodos de cobre, observou-se uma pequena corrosão do</p><p>metal no eletrodo positivo (anodo), devido a oxidação da água, onde o gás oxigênio é liberado</p><p>na superfície do anodo de acordo com a equação:</p><p>2 H2O (l) → O2 (g) + 4 H+(aq) + 4 e-</p><p>Enquanto que no catodo de cobre sucedeu a redução dos íons de hidrogênio (H+) para</p><p>formar átomos de hidrogênio, que se observou bolhas do gás hidrogênio no catodo de cobre, de</p><p>acordo com a equação: 2 H+ (aq) + 2 e- → H2 (g)</p><p>Para os eletrodos do grafite deu-se a oxidação da água, no eletrodo positivo (anodo),</p><p>liberando gás oxigênio, onde observou-se na superfície do anodo do grafite, de acordo com a</p><p>reação: 2 H2O (l) → O2 (g) + 4 H+(aq) + 4 e-. Ao passo que no catodo de grafite sucedeu-se a</p><p>redução dos íons de hidrogênio (H+), assim formando o gás hidrogênio (H2), onde observou-se</p><p>bolhas no catodo de grafite, segundo a equação:</p><p>2 H+ (aq) + 2 e- → H2 (g)</p><p>Nos eletrodos de cobre a liberação do gás oxigênio no anodo, mostra que aconteceu a</p><p>oxidação da água. O cobre do anodo não reage diretamente com a solução, enquanto que no</p><p>catodo, há redução dos íons H+ formando gás hidrogênio (H2). Apesar disso, o cobre inclusive</p><p>8</p><p>é capaz de catalisar a decomposição da água, liberando oxigênio adicional, o que pode conduzir</p><p>a uma menor eficiência na formação de hidrogênio.</p><p>Na mesma senda, o processo que ocorreu nos eletrodos de cobre foi também observado</p><p>nos eletrodos de grafite, sendo que no catodo, os eletrodos de grafite são mais eficientes na</p><p>produção de hidrogênio, do que os de cobre, assim resultando em uma produção mais pura de</p><p>hidrogênio.</p><p>➢ Eletrólise do Zinco.</p><p>Com os eletrodos de cobre não se observou-se uma reação significativa no anodo de cobre,</p><p>sendo que o cobre não é mais reativo que o zinco na série eletroquímica,</p><p>contudo o cobre</p><p>permaneceu invariável. Ao mesmo tempo que no catodo de cobre não houve uma reação</p><p>significativa, sendo que a água não é reduzida facilmente em condições normais, principalmente</p><p>em uma solução que tem íons de zinco (Zn2+).</p><p>No ânodo de grafite ocorrem a oxidação dos íons de zinco (Zn2+) presentes na solução, de</p><p>acordo com a equação: Zn2+</p><p>(aq) → Zn2+ + 2e-</p><p>De acordo com reação acima constatou-se que o zinco se manteou na solução como íons</p><p>de Zn2+, sendo que os elétrons são liberados, enquanto que no catodo de grafite não há reação</p><p>significativa, pois, a água não é reduzida com facilidade em condições normais, principalmente</p><p>em uma solução que tem íons de zinco (Zn2+).</p><p>Nos eletrodos de cobre não há reação com os íons de zinco na solução, evidenciando que</p><p>o cobre não pode substituir o zinco em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4), de acordo</p><p>com sucessão eletroquímica, consequentemente, não houve reação visível no anodo ou catodo.</p><p>Para os eletrodos de grafite aconteceu a oxidação dos íons de zinco (Zn2+) no anodo para</p><p>manter a carga elétrica na solução, não se alterando a forma dos íons em solução, em contra</p><p>partida os elétrons foram liberados. No catodo de grafite, não ocorreu uma reação visível,</p><p>consequentemente a água não foi reduzida em detrimento dos íons de zinco (Zn2+) em solução.</p><p>➢ Eletrólise do Cobre.</p><p>Neste experimento com o uso de eletrodos de cobre, no anodo observou-se a ocorrência</p><p>de oxidação do íon cloreto (Cl⁻): Cu(s)→Cu²⁺(aq) +2e⁻ sendo que cobre do eletrodo de cobre é</p><p>oxidado formando íons cobre (II) (Cu²⁺) e elétrons se liberando.</p><p>9</p><p>Para o eletrodo negativo (catodo), ocorre a redução dos íons cobre (II):</p><p>Cu²⁺(aq)+2e⁻ →Cu(s) Os íons cobre(II) (Cu²⁺) são reduzidos e fica no eletrodo de cobre como</p><p>metal sólido de cobre (Cu).</p><p>No ânodo, o cobre do eletrodo é oxidado e entra em solução como íons Cu²⁺. Porém, em</p><p>uma solução de CuCl2, os íons cloreto (Cl⁻) participaram na oxidação, formando gás cloro (Cl₂).</p><p>Portanto, observou-se a formação de gás cloro no ânodo. Enquanto que para os eletrodos de</p><p>grafite observou-se o mesmo cenário verificado com os eletrodos de cobre, mas agora os</p><p>eletrodos de grafite são inertes e não participam diretamente das reações.</p><p>Portanto constatou-se que no ânodo (grafite), íons cloreto (Cl⁻) é oxido dando formação</p><p>de gás cloro (Cl₂) continuando da mesma forma que com os eletrodos de cobre. Indo para o</p><p>cátodo (grafite), os íons Cu²⁺ em solução são reduzidos e depositam-se como cobre metálico</p><p>sólido no eletrodo de grafite.</p><p>➢ Estudo da pilha de Daniel (demonstrativo)</p><p>Neste experimento da pilha de Daniel que envolveu dois béqueres, sendo que no</p><p>primeiro béquer continha uma solução eletrolítica de sulfato de zinco e no outra havia solução</p><p>de sulfato de cobre, com os eletrodos de zinco mergulhados na solução de sulfato de zinco</p><p>(ZnSO4) e os eletrodos de cobre mergulhados na solução de sulfato de cobre (CuSO4). Contudo,</p><p>com a presença da ponte salina foi preenchida com uma solução de cloreto de potássio (KCl),</p><p>dando passagem de íons para a neutralidade elétrica nas soluções. Essa ponte consiste em um</p><p>tubo em forma de U, permitindo a transferência de íons para equilibrar as cargas nas soluções,</p><p>fazendo o possível para não encontra a polarização das soluções, possibilitando a continuidade</p><p>do fluxo de elétrons na pilha.</p><p>Ao fechar o circuito elétrico, notou-se que a chapa de zinco sofreu corrosão, sendo que a</p><p>chapa de cobre não apresentou nenhuma alteração visível, ou seja, o zinco apresenta maior</p><p>capacidade de oxidação em relação ao cobre, isso significa que o zinco tem um potencial de</p><p>redução padrão mais negativa em relação ao cobre, tal que a chapa de zinco funciona como</p><p>anodo, ocorrendo a oxidação, enquanto que a chapa de cobre funciona como catodo, ocorrendo</p><p>a redução de íons de cobre para cobre metálico, visto que não sofre corrosão.</p><p>Ânodo (semirreação de oxidação): Zn(s) → Zn2+</p><p>(aq) + 2e-</p><p>Cátodo (semirreação de redução): Cu2+</p><p>(aq) + 2e- → Cu (s)</p><p>10</p><p>A força que empurra os elétrons do anodo para o catodo devido a diferença de potencial</p><p>entre os dois eletrodos em uma célula voltaica é chamada de forca eletromotriz. Assim, o</p><p>potencial da célula, Eo</p><p>cel é dado pelo potencial-padrão de redução da reação do catodo, Eo</p><p>red</p><p>(catodo), menos o potencial-padrão de redução da reação do anodo, Eo</p><p>red (anodo):</p><p>Eo</p><p>cel = Eo</p><p>red (catódo) - Eo</p><p>red (ânodo).</p><p>Para a célula voltaica Zn-Cu, o potencial de redução lido pelo multímetro foi de 1,10 V,</p><p>conhecendo os valores de potenciais-padrão de redução do zinco e do cobre, foi calculado o</p><p>potencial elétrico da célula, usando a seguinte equação:</p><p>Eo</p><p>cel = Eo</p><p>red (catódo) - Eo</p><p>red (ânodo)</p><p>Eo</p><p>cel = +0,34 – (-0,76) = 1,10 V.</p><p>O resultado calculado do potencial elétrico da célula foi o mesmo valor lido pelo</p><p>multímetro, isso confirmou o sucesso do experimento.</p><p>➢ Estudo da corrosão (demonstrativo).</p><p>Neste experimento, logo no princípio na chapa de cobre na solução de ferro cianeto de</p><p>potássio a chapa não apresentou mudanças visíveis significativas, isto é, não houve</p><p>modificações da cor da solução próximo ao eletrodo de cobre, indo para a chapa de ferro ainda</p><p>na mesma solução verificou-se gradualmente uma corrosão na chapa, em que estava próximo</p><p>ao eletrodo de ferro e consequentemente adquirindo uma tonalidade azul esverdeada na solução,</p><p>mostrando a formação de íons ferrocianeto [Fe(CN)6]</p><p>3-. Enquanto que para a chapa de zinco</p><p>ocorreu o mesmo que na chapa de ferro, mas a solução próxima ao eletrodo de zinco</p><p>apresentava-se intensamente a uma cor azul-esverdeada, mostrando a formação de íons</p><p>ferrocianeto de zinco Zn4[Fe(CN)6]23-.</p><p>Neste processo de reação eletroquímica de ferrocianeto de potássio constatou-se que essa</p><p>solução oxida metais, como é o caso de Zn e Fe que se usou sob as condições experimentais,</p><p>sendo que a reação de oxidação do ferro apresenta a seguinte equação:</p><p>2 Fe(s) → 2 Fe3+</p><p>(aq) + 6e-</p><p>Enquanto que o zinco que é mais reativo, ele oxidado, formando íons de zinco, de acordo</p><p>com a equação: Zn(s) → Zn2+</p><p>(aq) + 2e-. Portanto para o cobre não se verificou reação nenhuma,</p><p>sendo que ele é menos reativo do que o ferro e zinco. A solução próximos dos eletrodos de ferro</p><p>e zinco apresentavam a coloração azul-esverdeada, evidenciando que há formação de</p><p>11</p><p>complexos metálicos [Fe(CN)6]</p><p>3- e [ZnFe(CN)6]</p><p>3. A cor intensa desses complexos é</p><p>responsável pela modificação na coloração da solução. Contudo, o Fe e Zn sofreram reações de</p><p>oxidação na solução de ferrocianeto de potássio, porque as suas maiores tendencias é de serem</p><p>agentes redutores do que o cobre que é agente oxidante. Pela reatividade do Zn, reage de forma</p><p>mais intensa do que o Fe. Mas nesse processo todo, não se esquecendo do cobre que não reagiu</p><p>por ser agente oxidante, ele permaneceu invariável solução de ferrocianeto de zinco.</p><p>12</p><p>6. CONCLUSÃO</p><p>Este experimento proporcionou uma profunda compreensão dos processos de eletrolise,</p><p>pilhas de Daniel e corrosão, assim sendo, as observações diretas das reações eletroquímicas deu</p><p>a entender como os diferentes eletrólitos e metais se comportam sob a influência da corrente</p><p>elétrica. Por diante, foi possível observar que as pilhas de Daniel fazem parte de um sistema</p><p>fechado para o seu funcionamento, ocorrendo a transferência de elétrons de forma espontânea.</p><p>Deste modo, o fluxo da corrente é do anodo para o catodo, que será movido por uma força</p><p>eletromotriz, através da diferença de potencial entre os dois eletrodos.</p><p>Durante o processo experimental, verificou-se que a corrosão é um processo que,</p><p>inquestionavelmente, está presente diretamente ou indiretamente no nosso cotidiano, basta</p><p>olhar a nossa volta, é possível ver estruturas metálicas corroídas, até mesmo ocorre no ambiente</p><p>industrial, portanto é de extrema importância entender e compreender a eletroquímica para</p><p>evitar ou reduzir o processo espontâneo de corrosão.</p><p>13</p><p>REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS</p><p>➢ ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.</p><p>ed. Porto Alegre:</p><p>➢ Bookman 2006. BOCCHI, N.; FERRACIN, L. C.; BIAGGIO, S. R. Pilhas e Baterias:</p><p>Funcionamento e Impacto Ambiental. Química Nova Na Escola N° 11, maio 2000.</p><p>➢ BROWN, T. L.; LEMAY, H. E. JR.; BURSTEN, B. E.; Murphy, C. J.; WOODWARD,</p><p>P. M.; STOLTZFUS, M. W. Química: A ciência Central / Tradução Eloiza Lopes, Tiago</p><p>Jonas, Sonia Midori Yamarnoto 13 ed- São Paulo:</p><p>➢ BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A</p><p>Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007.</p><p>➢ HARRIS, Daniel C., Análise química quantitativa. Rio de Janeiro: LTC, 2011. HIOKA,</p><p>N.; MAIONCHI, F.;</p><p>➢ HIOKA, N.; SANTIN. O. F.; MENEZES, A. J. de; YONEHARA, F. S.;</p><p>BERGAMASKI, K.; PEREIRA, R. V. Pilhas de Cu/MG – Construídas com materiais</p><p>de fácil obtenção. Experimentação no Ensino de Química. Química Nova Na Escola N°</p><p>11, maio 2000.</p><p>➢ MHAN, B. e MYERS, R.J. Química: um curso universitário. 4a ed. São Paulo 1993.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2008. v. 1.</p><p>➢ Person Education do Brasil, 2016. FELTRE, R. Química. 4a ed. São Paulo: Editora</p><p>Moderna, 1996. v. 2, p. 329-338.</p><p>➢ RUBIO, D.A.R.; GOTO, P.A. e FERREIRA, O.P. Pilhas modificadas empregadas no</p><p>acendimento de lâmpadas. Química Nova na Escola, n. 8, p. 35, 1998.</p><p>➢ SKOOG, D. A; WEST, D. M; HOLLER, F. J.; STANLEY, R. C. Fundamentos da</p><p>química analítica. São Paulo: Thomson, 2008.</p>

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