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Curso: Licenciatura em Química 
 
Prática: 11 
ELETROQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
Caroline Jambasse 
Eder Pereira Euzebio 
Sabrina Graziely Ferreira Silva 
Vanessa Fabiana Pereira 
 
 
 
 
 
 
 
 
POUSO ALEGRE 
Maio/2017 
1 - INTRODUÇÃO 
 
 Eletroquímica trata-se do ramo da química que estuda todos os processos que 
envolvem reações de óxido-redução, logo a transformação de energia química em energia 
elétrica. Quando um processo químico ocorre espontaneamente produzindo corrente 
elétrica ou produzindo diferença de potencial entre dois polos, é chamado de pilha ou 
bateria. 
 A transferência dos elétrons entre os reagentes durante uma reação química é 
determinada por meio do número de oxidação. Desta forma, a oxidação de um elemento 
resulta no aumento do número de oxidação, ou seja, quando um íon ou molécula se torna 
positivamente carregado. Já a redução resulta na diminuição do número de oxidação, ou 
seja, quando um íon ou molécula se torna mais negativamente carregado. Pode-se dizer 
que o agente redutor é oxidado e o agente oxidante é reduzido. A principal condição em 
uma reação de oxirredução é a transferência de elétron do agente redutor para o oxidante. 
 
 
2 - OBJETIVO 
 
 Reconhecer as reações de oxidação e redução, identificando os agentes oxidantes e 
redutores pela da tabela de potencial de redução e identificar cátions através de reações 
com metais. 
 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Béquer de 50mL; béquer de 100mL; proveta de 25mL; prego de ferro; esponja de 
aço; conta gotas; papel para enxugar as placas; lâmina de cobre; lamina de alumino; 
solução de sulfato de cobre (II) 0,10 mol L-1; Solução de ZnCl2 0,10 mol L
-1; Cu2+; Ag+; 
Ca2+; 
 
4 – PARTE EXPERIMENTAL 
 
Parte I - Verificação qualitativa da tabela de potencial 
 
 Em um béquer adicionou-se aproximadamente 20mL de solução de sulfato de cobre 
(II), em seguida mergulhou-se a palha de aço na solução, e observou-se o resultado. 
 Com o auxílio de uma proveta, adicionou-se em um béquer aproximadamente 20mL 
de solução de cloreto de zinco (II), e então adicionou-se uma lamina de cobre na solução, 
e observou-se o resultado. 
 Verificou-se na tabela de potencial de redução, a equação balanceada, que 
representava as reações químicas. 
Parte II – Identificação de cátions através de reações com metais 
 
 Colocou-se sobre a bancada três lâminas metálicas, uma de ferro (prego), de cobre 
e outra de alumínio. 
 Sobre a bancada estava presente Cu2+, Ag+ e Ca2+, identificada apenas como 1,2 e 
3, adicionou-se uma gota de cada solução, sobre todas as três laminas, aguardou-se alguns 
minutos, e observou-se em quais ocorreram reações, e com quais soluções foi ocorrido. 
 Anotou-se os dados do resultado das reações em uma tabela, e indicou-se a 
ocorrência da reação com o sinal de “+” (mais), e se não ocorresse reação usava-se sinal 
de “–” (menos). 
 
5 – RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Parte I 
 Ao mergulhar a esponja de aço no sulfato de cobre (inicialmente azul claro) pode-
se observar que a cor azulada da solução de sulfato de cobre tedia a ficar incolor devido 
à presença de íons cobre II (Cu2+). A diminuição da coloração, significa que esses íons 
“desaparecem” da solução. No mesmo momento, ocorre a deposição de um sólido 
castanho-avermelhado sobre o pedaço da espoja de aço, essa cor é característica de 
materiais formados por átomos de cobre. A reação ocorre quase imediatamente devido a 
transferência de elétrons, que pode ser demonstrado na seguinte reação: 
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu 
 Em um béquer com solução de cloreto de zinco colocou-se a lamina de cobre e não 
se observou reação, devido os potenciais de oxidação e redução do cobre e do zinco 
respectivamente serem negativos. 
Parte II 
 Montou-se os experimentos com a lamina de zinco, Ferro e Cobre respectivamente, 
e após aplicar as gotas das soluções numeradas, sobre as laminas pode-se observar as 
reações e montar a seguinte tabela: 
 1 
Cu2+ 
 2 
Ca2+ 
 3 
Ag+ 
 Zn + + - 
 Fe + - - 
 Cu - + - 
 
Solução 1 (Cu2+) faz com que o Zn passe para o estado de oxidação Zn2+ +0,76. 
 Zn (s) + Cu
2+
 (aq) → Cu (s) + Zn
2+
 (aq) 
 Faz com que o Fe passe para o estado de oxidação Fe2+ +0,44. 
 Fe (s) + Cu
2+
 (aq) → Cu (s) + Fe2+ (aq) 
 Não reage com Cu 
Solução 2 (Ca2+) Faz com que o Zn passe para o estado de oxidação Zn2+ +0,76. 
 Zn (s) + Ca
2+
 (aq) → Ca (s) + Zn2+ (aq) 
 Não reage com o Fe. 
 Faz com que o Cu passe para o estado de oxidação Cu2+ -0,34. 
 Cu (s) + Ca
2+
 (aq) → Ca (s) + Cu2+ (aq) 
 
Solução 3 (Ag+) 
Ag+ e Zn 
As semirreações envolvidas são: 
Zn0 + 2e- → Zn2+ Eredº = - 0,76 
2Ag+ + 2e- →Ag0 Eredº = - 0,80 
Consultando a tabela de potenciais-padrão de redução, temos: 
Zn0 + 2Ag+ → Zn2+ + Ag0 Eredº = + 0,04 
 
Ag+ e Fe 
As semirreações envolvidas são: 
Ag+ (aq) + e
- → Ag0 (s) 
Fe2+ (aq) + 2 e
- → Fe0 (s) 
Consultando a tabela de potenciais-padrão de redução, temos: 
Ag+ (aq) + e
- →Ag0 (s) Eredº = + 0,80 
Fe2+ (aq) + 2 e
- → Fe0 (s) Eredº = - 0,44 
 O valor do potencial de redução da prata é maior, o que significa que sua tendência 
de receber elétrons é maior, por isso os cátions prata irão reduzir, transformando-se em 
prata metálica que de fato se depositará sobre o prego de ferro. Enquanto isso, o ferro irá 
perder elétrons, oxidando-se e transformando-se em cátions ferro que ficarão livres em 
solução: 
Redução: Ag+ (aq) + e
- → Ag0 (s) Eredº = + 0,80 
Oxidação: Fe0 (s) →Fe2+(aq) + 2 e- Eoxi = + 0,44 
 
Ag+ e Cu 
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: Cu0(s) → Cu2+ (aq) + 2 e- 
 O íon prata (Ag+) recebe esses elétrons que o cobre perdeu e transforma-se em prata 
metálica (Ag0), que se depositou-se na fita de cobre. Isso significa que os íons prata 
sofreram redução: 
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: 2 Ag+ (aq) + 2e- → 2 Ag0(s) 
 Visto que houve transferência de elétrons, com ocorrência simultânea de oxidação 
e de redução, esse é um exemplo de reação de oxirredução, que é dada pela soma das duas 
semi-reações acima: 
Reação de oxirredução: Cu (s) + 2 Ag+ (aq) → Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) 
 Outros dois conceitos importantes nas reações de oxirredução são “agente 
oxidante” e “agente redutor”. Como os próprios nomes dizem, o agente oxidante é o que 
causa a oxidação de outra espécie química, enquanto o agente redutor é o que provoca a 
redução da outra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 - CONCLUSÃO 
 
 Pode-se concluir com este experimento que inicialmente se as espécies possuem 
potenciais padrões capazes de reduzir ou oxidar o outro componente, deve se ter soluções 
com potenciais padrões altos, quando necessário oxidar a outras soluções, e soluções com 
padrão baixo, quando necessário reduzir outra. 
 Notou-se, também a capacidade que alguns elementos têm de oxidar ou reduzir 
outros elementos. A partir daí pode traçar um comparativo das espécies envolvidas no 
experimento. 
 A prática realizada foi de grande importância. Haja vista que, a partir dela, foi 
possível a observaçãode várias reações onde pode-se presenciar ou não a oxidação dos 
compostos. 
 A tabela de potencial de redução é essencial para descobrir os valores necessários 
ao se balancear uma equação. 
 
 
7 – REFERÊNCIAS 
 
 
 PESQUISA MUNDO EDUCAÇÃO, “Oxidação e Redução”, Mundo Educação. 
Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/oxidacao-reducao.htm> 
 
 PESQUISA MUNDO EDUCAÇÃO, “Oxirredução”, Mundo Educação. 
Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/oxidoreducao.htm> 
 
 PESQUISA BRASIL ESCOA, “Eletroquímica”, Brasil Escola. Disponível em: 
<http://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm> 
 
 RUSSEL, J. B.; Química Geral 2 ed. Vol. 2. São Paulo, 2006. 
 
 ATKINS, P.; GAMES,L Princípios de Química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
 Apostila de Aula, laboratório de química geral 2017.