RELATÓRIO DE REATIVIDADE DE METAIS E ELETROQUÍMICA .pdf

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QUIMÍCA GERAL (QFL0137) 
REALTÓRIO EXPERIÊNCIAS 9 E 10: 
-REATIVIDADE DE METAIS 
-ELETROQUIMÍCA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARTHUR Y. KOKETSU (10353688) 
ROBSON OLIVEIRA (10321779) 
ANDRÉ HENRIQUEZ SILVA (10353692) 
 
 
DOCENTE: 
PEDRO VIDINHA 
05/07/2017 
RESUMO 
 
No experimento 9, verificou-se a reatividade dos metais 
através de reações químicas envolvendo diferentes espécies 
químicas e limpeza de objetos de pratas. O objetivo dos 
procedimentos realizados era de classificar os metais quanto sua 
reatividade e ter um primeiro contato com reações de óxido-
redução. 
Nesse experimento o grupo deveria calcular a quantidade de 
metal que reagiu, através de estequiometria e sua relação com as 
pressões parciais. Com isso foi possível consolidar os 
conhecimentos obtidos em aulas anteriores. 
O experimento 10, tratava do estudo de eletroquímica, 
através de reações de óxido-reação, já observadas no 
experimento passado. O objetivo desse experimento era de 
observar aplicações desse tipo de reação, muito utilizadas e 
pilhas, já que podem gerar energia elétrica a partir de reações 
químicas de oxido-redução. 
Nos procedimentos foi possível consolidar alguns 
conhecimentos acerca de eletroquímica. Também foi possível 
conhecer mecanismos elétricos como circuitos impressos e 
processos de recuperação de metais em solução. Como a 
eletroquímica está presente no cotidiano, tanto em pilhas quanto 
em circuitos, é necessário ter conhecimento sobre seu 
funcionamento. 
 
 
 
 
I. INTRODUÇÃO 
 
REATIVIDADE DE METAIS 
 
No experimento em questão, para avaliar a ordem de 
reatividade de metais [1], se realizou diversas reações químicas 
sendo a maioria classificada como processos de deslocamento. 
Para uma reação ocorrer, é preciso haver afinidade química 
entre os reagentes, isto é, eles devem interagir de modo a 
possibilitar a formação de novas substâncias. O mesmo ocorre 
com os metais, já que para “deslocar” um elemento, deve 
apresentar características especificas. 
A reatividade consiste na ocorrência ou não de uma reação 
entre determinadas substancias. Esse fator depende de 
propriedades periódicas de cada átomo, como sua energia de 
ionização, eletronegatividade, eletropositividade e afinidade 
eletrônica. A partir de todas essas variáveis, montou-se uma 
tabela para reatividade dos metais, apresentada a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem retirada de: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAgVN4AA/ 
Figura 1: tabela de reatividade dos metais 
Para confecção da tabela anterior, utilizou-se as propriedades 
periódicas dos metais que mais influenciam na reatividade. A 
seguir serão apresentadas as propriedades que mais participam 
na reatividade. 
 
A. ELETROPOSITIVIDADE 
A eletropositividade ou caráter metálico, consiste na tendência 
de um átomo em perder elétrons. Também interage diretamente 
com o raio atômico, pois quanto menor o raio, maior a atração 
que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir. 
Dessa forma, se um metal é mais eletropositivo que outro, ele 
tem maior tendência de perder elétrons em uma ligação e, por 
isso, tende a ser mais reativo. Como a eletropositividade segue o 
padrão de aumento do raio atômico, para avaliar a reatividade dos 
metais deve-se verificar a influência da mesma na tabela 
periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagem retirada de 
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletropositividade.htm 
Figura 2: eletropositividade na tabela periódica 
B. POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
A energia de ionização ou potencial de ionização corresponde 
a energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo 
ou íon no estado gasoso. Há diversas energias de ionização, pois 
cada elétron retirado necessita de uma energia especifica. 
Na prática, o mais importante é primeiro potencial de 
ionização ou primeira energia de ionização, que corresponde à 
remoção do primeiro elétron. Ela costuma ser a menor energia de 
ionização, pois como esse elétron é o mais afastado do núcleo, a 
sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de 
menos energia e sendo mais fácil removê-lo. 
 
Além disso, com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e 
o íon fica cada vez mais positivo, portanto, a atração com o núcleo 
fica mais forte e, consequentemente, será necessária mais energia 
para retirar o próximo elétron e assim sucessivamente. 
Em relação com a reatividade, quanto menor for a energia de 
ionização de um metal, maior será sua reatividade. O fato anterior 
se justifica, pois quanto maior a reatividade maior a tendência de 
doar elétrons, o que já foi descrito anteriormente na 
eletropositividade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: potencial de ionização 
Imagem anterior retirada de: 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/energia-ionizacao.htm 
 
 LIMPEZA DE OBJETOS DE PRATA ENEGRECIDOS: 
Muitas pessoas possuem diversos objetos de prata em sua 
residência, contudo estes perdem sua beleza com o tempo e se 
tornam enegrecidos e sem brilho. As reações, mecanismos do 
processo, descrição experimental e explicações acerca da 
recuperação de objetos de prata, serão tratados posteriormente 
nesse relatório [2]. 
O fato descrito anteriormente se deve a reação de oxidação do 
metal ao entrar em contato com oxigênio e compostos sulfurados, 
formando sulfeto de prata (Ag2S) de coloração preta/azulada. 
 
𝐴𝑔(𝑠) + 𝑂2(𝑔) + 2𝑆2−(𝑎𝑞) + 4𝐻+(𝑎𝑞) ↔ 2𝐴𝑔2𝑆(𝑠) + 2𝐻20(𝑙) 
 
ELETROQUÍMICA 
 
A eletroquímica é uma área da química que estuda a relação 
da eletricidade (como um fenômeno mensurável e quantitativo) 
com as mudanças químicas [3]. Um exemplo desse tipo de reação 
é a de óxido-redução, em que há transferência de elétrons no 
sistema e, portanto, há passagem de correte elétrica gerando 
mudanças nas substancias. 
No experimento em questão, foi realizado a confecção de um 
circuito impresso, recuperação de cobre de soluções e construção 
de uma pilha. A seguir serão apresentadas explicações básicas 
para cada procedimento descrito anteriormente. 
 
A. CIRCUITOS IMPRESSOS 
As placas de circuitos impressos (PCIs) [4] estão muito 
presentes em componentes eletrônicos como em computadores, 
smartphones, brinquedos, carros, etc. Estes são pouco conhecidos 
pela maioria das pessoas, porem como sua produção envolve 
diversas etapas químicas, é essencial o grupo ter conhecimento 
de seu funcionamento 
Um circuito impresso consiste em uma placa formada por 
camadas de materiais plásticos e fibrosos (como fenolite, fibra de 
vidro, fibra e filme de poliéster, entre outros polímeros) que conta 
com finas películas de substâncias metálicas (cobre, prata, ouro 
ou níquel). Essas películas formam as “trilhas” ou “pistas” que 
serão responsáveis pela condução da corrente elétrica pelos 
componentes eletrônicos. 
Esses impulsos elétricos são transmitidos para os 
componentes, viabilizando o funcionamento de cada peça e, 
consequentemente, do sistema completo formado pela PCI. As 
placas de circuito impresso tiveram sua origem em 1936 pelas 
mãos do engenheiro austríaco Paul Eisler, embora a técnica 
fundamental para o desenvolvimento das PCIs tenha surgido no 
ano de 1903 com as pesquisas do inventor alemão Albert Hanson. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4: modelo de circuito impresso 
A produção de circuitos impressos inicia-se com a criação do 
esquema elétrico e do desenho, gerados por um design feito em 
computador. Em seguida ocorre o processo de perfuração (por 
grandes maquinas automatizadas), em que seagrupam placas 
fibrosas em grandes painéis para formar as camadas da PCI. 
Após concluída a perfuração, as placas seguem para o banho 
químico e de cobre, onde os painéis passam por uma limpeza e 
revestidos de cobre, já que esse metal é um bom condutor 
elétrico. 
Terminado o processo anterior, placa passa pelo 
mascaramento, com determinação das “trilhas” que conduzirão a 
corrente elétrica. Isso ocorre a partir do recebimento de uma 
película especial que protege as partes da PCI que devem conter 
as “trilhas”. 
Por fim, as PCIs passam pela remoção do metal que não fara 
parte das “trilhas” da placa, com auxílio de produtos químicos. Os 
processos descritos anteriormente podem variar de acordo com a 
empresa que produzira o circuito, já que não há um único método 
para sua produção. 
No experimento realizado pelo grupo, produziu-se um circuito 
impresso simples a partir de processo igualmente simples, mas 
validos para adquirir conhecimento acerca do assunto. 
 
B. PILHAS ELETROQUÍMICAS E PROCESSOS REDOX 
 
Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que transformam 
energia química em energia elétrica por meio de um sistema 
apropriado e montado para aproveitar o fluxo de elétrons 
provenientes de uma reação química redox. Para ocorrer uma 
reação redox, no sistema deve haver uma espécie que sofra 
redução (recebimento de elétrons) e outra que sofra oxidação 
(perda de elétrons). 
No cotidiano humano, estão presentes diversos equipamentos 
eletroeletrônicos como smartphones, brinquedos, computadores. 
No entanto para esses objetos funcionarem, deve-se utilizar pilhas 
e baterias compactas. Visto isso, percebe-se que as pilhas 
possuem papel essencial na sociedade e, portanto, é necessário 
se ter conhecimento de seu funcionamento e mecanismos de 
atuação. 
As pilhas, ao contrário das baterias, possuem somente um 
eletrólito (solução condutora de íons) e dois eletrodos. Já a bateria 
é composta de várias pilhas agrupadas em série ou em paralelo. 
Além disso, as pilhas não são recarregáveis, mas as baterias são. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 5: esquema de pilha eletroquímica 
Um exemplo comum da presença de pilhas pode ser 
observado nas baterias de automóveis, que funcionam 
basicamente por meio de mecanismos químicos. É formada por 
seis pilhas ou células eletroquímicas ligadas em série de 2 volts 
cada, o que significa que ela possui uma força eletromotriz de 12V. 
Essa bateria automotiva é também chamada 
de acumulador ou bateria de chumbo, isso porque ela é formada 
por placas de chumbo metálico intercaladas com placas de 
chumbo revestidas de óxido de chumbo IV (PbO2) e separadas por 
papelão ou plástico. Essas duas placas estão mergulhadas em uma 
solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) de 30% em massa. Por 
essa razão, essa bateria também é denominada de bateria de 
chumbo-ácido. 
As placas de chumbo metálico (Pb) constituem o ânodo ou 
polo negativo da bateria, o que significa que elas sofrem oxidação, 
perdendo elétrons, conforme a semirreação a seguir: 
 
𝑃𝑏 + 𝐻𝑆𝑂4− + 𝐻2𝑂 ↔ 𝑃𝑏𝑆𝑂4 + 𝐻3𝑂+ + 2𝑒− 
 
Por outro lado, as placas de chumbo revestidas de óxido de 
chumbo IV (PbO2) compõem o cátodo ou polo positivo da bateria. 
Elas recebem os elétrons perdidos pelas placas de chumbo 
metálico e reduzem-se. 
 
𝑃𝑏𝑂2 + 𝐻𝑆𝑂4− + 3𝐻3𝑂+ + 2𝑒− ↔ 𝑃𝑏𝑆𝑂4 + 5 𝐻20 
 
Por fim a reação global é dada como: 
𝑃𝑏 + 𝑃𝑏𝑂2 + 2𝐻𝑆𝑂4− +2𝐻3𝑂+ + 2𝑒− ↔ 2𝑃𝑏𝑆𝑂4 + 4 𝐻20 
Essas reações correspondem à descarga da bateria, mas elas 
são reversíveis, bastando apenas aplicar uma corrente elétrica 
contínua e uma diferença de potencial que inverta os polos, tendo 
em vista que as reações reversíveis não são espontâneas e a 
voltagem é negativa. Isso pode ser realizado por meio de um 
dínamo ou alternador do automóvel. 
Apesar de serem grandes, pesadas e possuírem uma solução 
aquosa corrosiva de um ácido bem forte, as baterias de chumbo 
são as mais usadas nos automóveis atualmente porque 
apresentam vantagens que outros tipos de baterias ainda não 
apresentam, como a alta voltagem, o baixo custo de manutenção 
e a durabilidade. 
A bateria de chumbo-ácido possui várias aplicações no carro, 
tais como a ignição, fazer a parte elétrica funcionar, ser 
responsável pelo tracionamento de alguns motores elétricos e 
manter determinados equipamentos funcionando no caso de 
queda de energia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6,7 e 8: Modelos de baterias de 
automóveis 
Imagens retiradas de http://alunosonline.uol.com.br/quimica/qual-diferenca-
entre-pilhas-baterias.html. 
 
Outro exemplo de reações redox presentes no cotidiano, 
pode ser citado a metabolização da glicose no organismo 
humano. Nesse processo os reagentes são a glicose (C6H12O6) e 
gás oxigênio (O2) para formação de gás carbônico (CO2) e agua 
(H2O). 
 
C6H12O6 (aq)+ 6O2(𝑔) ↔ 6CO2(g) + 6H2O(l) 
 
Nesse processo, o carbono sofre oxidação já que tem seu 
número de oxidação (NOX) alterado de +1 para +4. Já o oxigênio 
sofre redução pois seu número de oxidação muda de 0 para -2. A 
reação descrita anteriormente é um exemplo de oxirredução 
essencial para a sobrevivência humana, já que é responsável pela 
síntese energética no organismo, para suprir as diversas células do 
corpo. 
 
II. DESCRIÇÃO EXPERIMENTAL 
 
REATIVIDADES DE METAIS 
A. DETERMINAÇÃO DA PUREZA DE UMA AMOSTRA DE 
MAGNÉSIO 
 Para iniciar-se o experimento 9 foi montado um sistema onde 
havia um tubo borbulhador conectado a um kitassato com 100mL 
de HCl 1M. Ao lado, encheu-se de água destilada uma proveta, 
emborcando-a dentro de um béquer com 300 mL de água 
também destilada, tomando-se o cuidado de não permitir a 
formação de bolhas de ar; o bico do borbulhador foi então 
colocado dentro da proveta. As condições ambientes eram: 
-Pressão atmosférica = 695,8 mmHg 
-Temperatura = 22,3°C 
-Pressão de vapor da água para esta temperatura = 2,6447 kPa 
Após esta montagem, foi pesada uma fita de magnésio, 
encontrando-se o valor de 0,044g. Colocou-se a fita dentro do 
kitassato, fechando-o logo em seguida; observou-se formação de 
gás dentro da proveta, antes cheia de água. Formou-se então, 
54,6mL de gás hidrogênio. 
 
B. LIMPEZA DE OBJETOS DE PRATA 
Preparou-se em seguida uma solução de bicarbonato de sódio 
dissolvendo-se 10 gramas do sal em 100mL de água, depositando-
se a solução em um béquer previamente forrado com papel 
alumínio. Em seguida colocou-se as peças de prata dentro do 
béquer e aqueceu-se o sistema por quinze minutos. 
 
C. REAÇÕES DE METAIS 
1. Tomou-se eppendorfs e preencheu-se os com 1mL de HCl 
1M, no primeiro colocou-se raspas de zinco, no segundo 
uma fita de magnésio e no terceiro raspas de cobre; 
observando-se liberação de gás no tubo contendo magnésio, 
não sendo observado o mesmo nos que continham zinco e 
cobre. 
2. Em três tubos de ensaio colocou-se 1mL de água destilada e 
duas gotas de fenolftaleína em cada, sendo então colocados 
raspas de zinco em um, fita de magnésio em outro, e raspas 
de cobre no último. O tubo com magnésio apresentou cor 
rosa, e o com cobre não apresentou mudança perceptível. A 
solução do tubo com zinco, no entanto, apresentou leve 
coloração roxa na região próximo às raspas, apresentando 
após certo tempo, cor rosa claro. Aqueceu-se ainda em 
banho-maria a solução com cobre, nada ocorrendo, no 
entanto. 
3. Em dois eppendorfs colocou-se 1mL de solução de sulfato de 
cobre 1M. Em um foi colocado rapas de zinco e em outro 
uma fita de magnésio.No tubo com zinco o metal passou a 
ter cor alaranjada; já no tubo com magnésio, além de o 
metal apresentar cor alaranjada, observou-se liberação de 
gás bem como a apresentação de cor verde pela solução. 
4. Mais uma vez em dois eppendorfs foi colocado 1 mL de 
solução 1M de sulfato de zinco; tendo-se em um deles uma 
fita de magnésio e em outro, raspas de cobre. No eppendorf 
com cobre não houve mudança evidente; já no eppendorf 
com magnésio houve formação de gás. 
5. Por fim, em dois eppendorfs foi colocado 1mL de solução de 
sulfato de magnésio 1M. Em um dos tubos colocou-se raspas 
de zinco, em outro, raspas de cobre. O primeiro metal 
apresentou escurecimento de sua cor original; no segundo 
não houve mudança significativa. 
 
ELETROQUÍMICA 
 
A. CONFECÇÃO DE CIRCUITOS IMPRESSOS 
Foi fornecida uma placa de fenolite recoberta por cobre, após 
ser lavada com água e sabão esta foi parcialmente pintada com 
caneta cuja tinta não se dissolve em água. Misturou-se 
simultaneamente solução de 10ml de água oxigenada 20 volumes 
com 5mL de solução 2M de ácido clorídrico; sendo a placa inserida 
na solução, deixando-a pôr quinze minutos. Inicialmente surgem 
bolhas sobre a placa, seguido de descoramento em suas 
extremidades, a solução por sua vez torna-se azul mais intenso a 
cada instante. Após o tempo estipulado retirou-se a placa e 
raspou-se a tinta observando-se a permanência do cobre sobre a 
região pintada. 
 
B. RECUPERAÇÃO DE COBRE DE SOLUÇÕES 
Tomou-se a solução do procedimento anterior e aqueceu-a até 
não liberar mais gás, apresentando por fim cor verde. Colocou-se 
em solução pregos lixados; ao se agitar o béquer que os continha, 
observou-se a oxidação dos pregos bem como leve perda de 
coloração da solução. Foi necessário adicionar-se seis pregos para 
que a solução se tornasse incolor. 
 
C. CONSTRUÇÃO E DETERMINAÇÃO DE F.E.M. DE PILHAS 
Em um papel filtro recortado de modo a ter três abas isoladas, 
porém ligadas no centro, pingou-se solução de sulfato de zinco 1M 
em uma das abas, pressionado sobre esta uma placa de zinco. Em 
outra aba gotejou-se sulfato de cobre 1M sendo pressionada 
sobre ela uma placa de cobre. Analogamente, pintou-se nitrato de 
prata 1M sobre a terceira aba, pressionado sobre esta uma placa 
de prata. No centro do papel, gotejou-se nitrato de sódio 1M de 
modo a unir as três soluções; a temperatura ambiente registrada 
foi 21,4°C. 
Com um multímetro mediu-se a diferença de potencial das três 
pilhas possíveis no sistema. 
 
III. DISCUSSÃO 
A. DETERMINAÇÃO DA PUREZA DE UMA AMOSTRA DE 
MAGNÉSIO 
Logo após a montagem e execução do experimento observou-
se o volume de gás recolhido dentro da proveta por meio de suas 
próprias marcações, sendo este 54,6 mL. Lembra-se ainda que tal 
volume corresponde a vapor de água e gás hidrogênio. 
A reação ocorrida foi a seguinte: 
Mg0 + 2 H+ → Mg2+ + H2 
Sendo está uma reação de oxirredução, na qual o magnésio 
metálico perde dois elétrons (seu NOX aumenta, sendo assim 
oxidados) para dois íons H+ que se unem formando gás hidrogênio 
(átomos de hidrogênio têm seus NOX diminuídos, sendo 
reduzidos, portanto). 
Para então se calcular a porcentagem de Mg na fita utilizada 
toma-se o seguinte procedimento: 
Patm = PH2 + Ph + PVap.H2O 
 Patm = Pressão atmosférica = 695,8 mmHg 
 PH2 = Pressão do gás hidrogênio 
 Ph = Pressão da altura da coluna expressa em mmHg 
 PVap.H2O = Pressão do vapor de água = 2,6447 kPa = 19,837 
mmHg 
 Sabe-se ainda que, hcolunaH20 x dH2O = hmmHg x dHg ; e que 
dH2O = 1,0 g/mL 
dHg = 13,6 g/mL 
hcolunaH20 = 14 cm 
 140 x 1,0 = hmmHg x 13,6 => hmmHg = 10,294 mmHg 
Retornando à equação inicial: 
695,8 mmHg = PH2 + 10,294 mmHg + 19,837 mmHg 
PH2 = 665,669 mmHg 
A partir daí, considerando o hidrogênio um gás ideal, pode-se 
usar a equação dos gases perfeitos para descobrir o número de 
mols de H2 formados, sabendo que: 
 Temperatura ambiente = 22,3°C = 295,3 K 
 Constante universal dos gases (R) = 62,3637 mmHg.L/k.mol 
 P x V = n x R x T 
665,669 x 54,6 x 10-3 = n x 62,3637 x 295,3 
N = 1,973 x 10-3 molH2 
Como na equação escrita acima a proporção de H2 e de Mg0 é 
de 1:1, então a fita de magnésio usada na reação continha 
também 1,973 x 10-3 mols de Mg. Sabendo que a massa da fita era 
0,044g, da massa molar temos: 
0,044gMg x (1 molMg/24,3gMg) = 1,81 x 10-3 molMg 
Nota-se que o número de mols de magnésio encontrado por 
meio da estequiometria da reação e o encontrado por meio da 
massa molar são ligeiramente distintos, sendo a diferença é da 
ordem de 10-4. Tal diferença é dada devido a erros de medição e 
incertezas como: a precisão da régua usada, precisão da proveta 
utilizada, erros de aferição por parte dos alunos, dentre outros. 
Assim, a porcentagem de magnésio na fita é de 100%. Do ponto 
de vista termoquímico, a variação de energia livre de Gibbs se dá 
da seguinte forma a 25,15°C: 
 
1ΔGf(MgCl2 (aq)) + 1ΔGf(H2(g)) –[1ΔGf(Mg (s)) + 2ΔGf(HCl(aq))] 
[1(-717.3) + 1(0)] - [1(0) + 2(-131.25)] = -454.8 kJ 
ΔGf = -454.80 Kj 
[5] 
Ter uma variação de energia livre de Gibbs negativa significa 
dizer que a reação é espontânea, contribuindo para o que foi 
observado em laboratório. 
 
B. LIMPEZA DE OBJETOS DE PRATA 
Para a limpeza da prata, precisamos retirar o sulfeto de prata 
formado na superfície dos objetos devido a compostos sulfurados. 
Os compostos sulfurados provêm de alimentos (como ovos) e da 
poluição atmosférica, e a formação do oxidado se dá pela seguinte 
reação com o ácido sulfídrico: 
4𝐴𝑔(𝑠) + 𝑂2(𝑔) + 2𝑆(𝑎𝑞)
2− + 4𝐻(𝑎𝑞)
+
←
→ 2𝐴𝑔2𝑆(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) 
O sulfeto de prata (𝐴𝑔2𝑆(𝑠)) formado irá reagir com o alumínio 
do papel, onde o sulfeto de prata é o agente oxidante, e o alumínio 
o agente redutor: 
𝐴𝑔2𝑆(𝑠) + 2𝑒
−
←
→ 2𝐴𝑔(𝑠) + 2𝑆(𝑎𝑞)
2− ∆E = -0,69V 
𝐴𝑙(𝑠)
←
→ 𝐴𝑙(𝑎𝑞)
3+ + 3𝑒− ∆E = 1,68V 
Temos a seguinte equação global: 
3𝐴𝑔2𝑆(𝑠) + 2𝐴𝑙(𝑠)
←
→ 6𝐴𝑔(𝑠) + 2𝐴𝑙(𝑎𝑞)
3+ + 3𝑆(𝑎𝑞)
2− ∆E = 1,29V 
Veremos, então, como resultado da equação 4, o brilho 
retornado aos objetos de prata. Como a reação é de carácter 
redox, atuando como uma pilha de Daniell, o 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 é colocado 
para promover a migração de cargas, e também balanceando as 
cargas na solução. 
Observa-se que, a partir do ∆E, podemos concluir que a 
reação é espontânea, e o aquecimento do sistema serviu para 
acelerar a reação, apenas. O 𝑆(𝑎𝑞)
2− será hidrolisado, formando 
ácido sulfrídrico, que é prontamente neutralizado pela presença 
do bicarbonato de sódio, uma base: 
𝑆(𝑎𝑞)
2− + 𝐻2𝑂(𝑙)
←
→ 𝐻𝑆(𝑎𝑞)
− + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
𝐻𝑆(𝑎𝑞)
− + 𝐻2𝑂(𝑙)
←
→ 𝐻2𝑆(𝑎𝑞)𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
𝐻2𝑆(𝑎𝑞) + 2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3(𝑎𝑞)
←
→ 2𝑁𝑎2𝑆(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙) + 2𝐶𝑂2(𝑔) 
 
C. REAÇÕES DE METAIS 
O experimento em questão foi realizado para que fosse 
observada a reatividade de metais, em especial o Mg, Zn e o Cu. 
I) Reações com ácido clorídrico: Os metais sendo 
estudados deveriam reagir com o HCl da seguinte forma: 
𝑀(𝑠) + 𝑥𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)
←
→ 𝑀𝐶𝑙𝑥(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
Onde M é o metal mergulhado na solução, x um número 
arbitrário, que será definido a partir carga do metal reagente. Mg 
e Zn reagiram com o HCl como dito na equação 8. Cu, porém, não 
reagiu. 
II) Reações com mistura de água deionizada e 
fenolftaleína: Os metais sendo estudados deveriam 
reagir com a água da seguinte maneira: 
𝑀(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙)
←
→ 𝑀(𝑂𝐻)𝑥(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
Onde M é o metal mergulhado na solução, x um número 
arbitrário, que será definido a partircarga do metal reagente. Mg 
e Zn reagiram com a água, como indicado pela coloração rosa que 
tomou a solução em seus respectivos eppendorfs. Cu, porém, não 
reagiu, mesmo com aquecimento. 
III) Reações com solução de CuSO4: Os metais Mg e Zn 
deveriam reagir com a solução da seguinte maneira”: 
𝑀(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
←
→ 𝑀𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) 
Onde M é o metal mergulhado na solução. Mg e Zn reagiram 
com a solução, como evidenciado pela mudança da coloração dos 
metais para alaranjado. 
IV) Reações com solução de ZnSO4: Os metais Mg e Cu 
deveriam reagir com a solução da seguinte maneira: 
𝑀(𝑠) + 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
←
→ 𝑀𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) 
Onde M é o metal mergulhado na solução. Mg reagiu como 
esperado, como evidenciado pelas partículas que apareceram na 
solução. Cu, porém, não reagiu. 
V) Reações com solução de MgSO4: Os metais Zn e Cu 
deveriam reagir com a solução da seguinte maneira: 
𝑀(𝑠) + 𝑴𝒈𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
←
→ 𝑀𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑀𝑔(𝑠) 
Nenhum dos metais, Zn ou Cu, reagiu com a solução. Os 
resultados do experimento estão de acordo com a teoria, pois os 
metais reagiram de acordo com a fila de reatividade dos metais. 
 
 
 
1 Imagem retirada de 
http://www.docbrown.info/page12/gifs/Reactivit
ySeriesList.gif 
Figura 9: Fila de 
reatividade dos metais 
ELETROQUÍMICA 
 
A. CONFECÇÃO DE CIRCUITOS IMPRESSOS 
 
Nessa parte serão abordados somente os mecanismos e 
reações que ocorrem na produção de um circuito impresso 
simplificado. Também será detalhado o funcionamento do 
mercador nos processos citados anteriormente. 
O fenolite presente na placa de cobre, é um laminado de 
plástico usado como isolante elétrico e assim não prejudicar o 
circuito. Além do mais é um composto termofixo, o que só reitera 
sua função de suporte mecânico e trilha condutora nos circuitos 
impressos. Seu uso pode ser substituído por fibra de vidro, já que 
ambos não vão fazer parte das reações químicas mostradas a 
seguir. 
 Já a agua oxigenada foi utilizada na solução (H2O2), pois em 
presença de metais se decompõe com facilidade e com 
efervescência, caracterizando um processo exotérmico. Portanto 
a agua oxigenada fornece a energia necessária para que a reação 
de deslocamento entre o ácido clorídrico (HCl) e o cobre (Cu), 
presente no fenolite. 
Na placa foi feito um desenho com um marcador de tinta, que 
não se dissolve em agua. Após o aquecimento da solução, notou-
se que a cobre não coberto pelo desenho, foi retirado da placa 
através da equação a seguir. 
 
2𝐻2𝑂2(l) → 2𝐻20(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ↑ ∆𝐻 < 0 
𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) ↔ 𝐶𝑢𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
 
A tinta atuou como um protetor do cobre, impedindo que 
este seja consumido na reação e que ficasse dissolvido na solução. 
A partir disso, foi possível criar modelos de “trilhas” na placa de 
fenolite. Após a retirada da placa do sistema em questão, 
percebeu-se que a solução apresentava coloração azul devido aos 
íons de cobre dissociados. 
 
B. RECUPERAÇÃO DE COBRE DE SOLUÇÕES 
 Após a remoção da placa de fenolite aqueceu-se a solução, isto 
para que a água oxigenada evaporasse deixando no béquer a 
solução agora com CuCl2, tomando a coloração verde pela 
presença dos íons Cl- deste sal em solução [6]. 
Em seguida lixou-se alguns pregos para remover destes a 
camada de óxido de ferro, tendo sido colocados em solução; 
notou-se que uma camada avermelhada se formava sobre os 
pregos, simultaneamente a solução era descorada. Tal 
descoramento deve-se do consumo de íons Cu2+ que 
conhecidamente produzem com azulada na solução. 
A seguinte solução ocorreu: 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(aq) 
𝐹𝑒0 + 𝐶𝑢2+ → 𝐹𝑒2+ + 𝐶𝑢0 
Os potenciais padrão de redução dos metais [6] envolvidos 
são: 
𝐹𝑒2+ + 2𝑒− → 𝐹𝑒. 𝐸𝑜 = −0,44𝑉 
𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢. 𝐸𝑜 = = 0,34𝑉 
[7] 
Observando-se que o potencial do cobre é maior que do 
ferro infere-se que aquele tem maior tendência a reduzir do que 
este, provocando assim sua oxidação. Tal processo pode ser 
caracterizado como oxido-redução, já ocorre transferência de 
elétrons. 
Do ponto de vista termodinâmico temos a seguinte energia 
livre de reação [8]: (25,15°C) 
[1ΔGf(FeSO4 (aq)) + 1ΔGf(Cu (s))] - [1ΔGf(Fe (s alpha)) + 1ΔGf(CuSO4 (aq))] 
 
[1(-823.5) + 1(0)] - [1(0) + 1(-679.11)] = -144.39 kJ 
 
ΔGf° = -144.39 kJ 
 
Como a energia livre de Gibbs possui valor negativo, infere-
se que a reação é espontânea, contribuindo para o resultado 
empiricamente obtido. 
 
C. CONSTRUÇÃO E DETERMINAÇÃO DE F.E.M. DE PILHAS 
Quando medida a corrente entre as placas de metal, foram 
obtidas as seguintes voltagens: 
 
Ag e Cu → ∆V = ± 0,464V 
Zn e Cu → ∆V = ± 1,02V 
Ag e Zn → ∆V = ± 1,49V 
 
A temperatura ambiente medida foi de 21,4 ±0,5 ºC, mas foi 
utilizado o valor de 25 ºC para efetuar os cálculos de Eº e ∆G. Para 
os metais utilizados, temos os seguintes potenciais de redução Eº 
[9]: 
Zn → Zn2+ + 2e- Eº = 0,763V 
Cu → Ag+ + 1e- Eº = -0,7994V 
Ag → Cu2+ + 2e- Eº = -0,337V 
Com isso, calculamos os potenciais Eº das pilhas a partir da 
equação Eºpilha = Eºredcátodo - Eºredânodo, com respeito à 
reatividade (onde os metais com maior valor de Eº reagiriam com 
as soluções). Com isso, temos as seguintes equações, com valores 
teóricos para Eº e para ∆Gº [10]: 
2𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)
←
→ 2𝐴𝑔(𝑠) + 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) Eºpilha =1,5624V 
∆Gº =-229,7 kJ 
2𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠)
←
→ 2𝐴𝑔(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) Eºpilha =0,4624V 
∆Gº =-88,85 kJ 
𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)
←
→ 𝐶𝑢(𝑠) + 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) Eºpilha =1,1V 
∆Gº =-212,62 kJ 
Percebe-se que os valores medidos a partir do voltímetro 
condizem com os valores calculados teoricamente. Nota-se que 
todas as reações são espontâneas, segundo o valor da energia 
livre de Gibbs, como foi observado em experimento. É possível 
observar, a partir de ∆Gº, que as reações com maior caloria 
envolvida são também aquelas com o maior potencial Eº. [11] 
 
IV. CONCLUSÃO 
REATIVIDADE DE METAIS 
O primeiro procedimento consistia, principalmente, na 
determinação da reatividade de metais. O principal objetivo do 
procedimento era: ordenar os metais pela sua reatividade; 
estudar gases ideais formados de reações de deslocamento; 
treinar cálculos estequiométricos e verificar algumas aplicações 
de reações de óxido-reação incluindo as que envolvem trabalho 
elétrico. 
O grupo conseguiu desenvolver uma reação que gera gás 
hidrogênio, atualmente utilizado como combustível, a partir de 
uma metal alcalino-terroso. Além do mais o grupo deveria realizar 
cálculos complicados para determinar a pressão do gás e com isso 
verificar a pureza da fita de metal utilizada. 
No segundo procedimento, o grupo aprendeu a realizar um 
serviço comum no cotidiano das pessoas, já que grande parte da 
população possui antigos objetos de prata, geralmente de origem 
tradicional. Também foi possível avaliar reações de óxido-reaçãoe 
variáveis que influenciam no processo. 
No último procedimento também se realizou diversas reações 
entre metais e soluções para averiguar a reatividade de metais. 
No geral foi possível entender o mecanismo das reações em que 
há transferências de elétrons. 
Por fim talvez houve alguns erros laboratoriais em alguns 
procedimentos, talvez devido algum erro por parte dos membros 
do grupo. Mas na análise completa do experimento, pode-se 
inferir que o grupo trabalhou de maneira adequada e consegui 
obter conhecimentos específicos necessários para a continuação 
no curso superior. 
 
ELETROQUÍMICANo experimento 10 puderam ser aprendidos diversos 
processos utilizados em áreas distintas da indústria, sejam elas, 
química, metalúrgica, eletrônica dentre outras. 
Removendo-se o cobre da placa de fenolite realizou-se um 
possível método de produção de trilhas de cobre usadas em 
circuitos condutores. 
Da recuperação de cobre, depreende-se que a reatividade do 
Fe é maior que do Cu já que possui maior potencial padrão de 
redução, sendo tal característica muito utilizada na produção de 
cobre metálico. A mesma característica é aproveitada no que diz 
respeito a produção de pilhas, já que metais com diferentes 
tendências a perder e receber elétrons, se combinados 
adequadamente podem gerar corrente elétrica por meio de seus 
íons livres em solução. Ademais, os metais utilizados em 
laboratório reagiram de modo esperado ao se analisar teorias que 
tratam de suas reatividades. Valores de DDP foram também 
condizentes com o cálculo a partir de valores tabelados; bem 
como foram, para com o observado das reações na aula prática, 
os valores calculados para variação de energia livre. 
 
 
V. REFERÊNCIAS 
[1].M.J.Sienko e R.A.Plane,”Experimental Chemistry” Mc Graw--
Hill, 1961, p. 89 (procedimento da reação de metal com ácido). 
[2]”Escurecimento e limpeza de objetos de prata” 
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc30/11-EEQ-4407.pdf 
[3]”Electrochemistry”. 
https://en.wikipedia.org/wiki/Electrochemistry 
[4]”Como placas de circuito impresso são produzidas”. 
https://www.tecmundo.com.br/como-e-feito/18501-como-as-
placas-de-circuito-impresso-sao-produzidas.htm 
[5]. Free Energy of Reaction mg+hcl=mgcl2+h2. Disponível em: 
<http://chemistry-reference.com/reaction.asp 
6] CuCl2 Green. Disponível em: 
https://chemistry.stackexchange.com/questions/44699/cucl2-
has-colour-but-cucl-does-not acesso em 05/07/2017. 
[7] Reação de simples troca ou de deslocamento, disponível em 
< https://quimicaensinada.blogspot.com.br/2014/03/reacao-de-
simples-troca-ou-de.html?m=1> acesso em 05/07/2017. 
[8] free energy of reaction. Disponível em < http://chemistry-
reference.com/reaction.asp?rxnnum=282 > acesso em 
05/07/2017. 
[9] valores retirados de 
http://www.chemeddl.org/services/moodle/media/QBank/GenC
hem/Tables/EStandardTable.htm 
[10] Valores calculados a partir do site http://www.chemistry-
reference.com/rxnlist.asp?sort=rxn 
[11] NERNST Equation. Chem LibreTexts. Disponivel em: 
<https://chem.libretexts.org/Core/Analytical_Chemistry/Electroc
hemistry/Nernst_Equation>.