Relatório - Atividade 9 (Eletroquímica - Célula voltaica e galvanoplastia)

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Universidade Federal de Itajubá 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletroquímica: Célula voltaica e 
galvanoplastia. 
 
 
 
 
 
Glenda de Souza Santos 25796 
Lucas Raposo Carvalho 23872 
 
 
 
ITAJUBÁ 
2012 
 
Universidade Federal de Itajubá 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química 
 
 
 
 
 
Glenda de Souza Santos 25796 
Lucas Raposo Carvalho 23872 
 
 
Eletroquímica: Célula voltaica e 
galvanoplastia. 
 
Relatório submetido à Prof.ª Juliana, como 
requisito parcial para aprovação na disciplina 
de Química Experimental do curso de 
graduação em Química Bacharelado da 
Universidade Federal de Itajubá. 
 
 
 
ITAJUBÁ 
2012 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ............................................................................................ 4 
2. MATERIAIS E MÉTODOS ........................................................................... 5 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES ................................................................ 9 
4. CONCLUSÃO ............................................................................................ 14 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................ 15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Eletroquímica é a parte da química que estuda a transformação de 
energia química em energia elétrica e vice-versa. A transformação é através 
das reações químicas entre os elementos presentes na reação, onde um perde 
elétrons e o outro ganha. Todos os processos envolvem reações de 
oxirredução. Quando tal processo ocorre, produz espontaneamente corrente 
elétrica, quando ligado a um circuito elétrico, ou produzindo diferença de 
potencial entre dois polos. 
 Assim, quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de 
elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é 
provocado por uma corrente elétrica, este processo é denominado de eletrólise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
 No procedimento 1 (Verificação qualitativa da tabela de potencial de 
redução) foi usada uma solução de Sulfato de Cobre (CuSO4), de concentração 
0,2 mol.L-1, da qual usou-se uma pequena quantidade que foi colocada em um 
tubo de ensaio. No tubo contendo a solução de sulfato de cobre, foi colocado 
um prego devidamente limpo com uma palha de aço, atentando para colocar o 
prego com o tubo de ensaio inclinado, de modo que a base do tubo não trinque 
ou quebre. Foi necessário anotar as condições iniciais de reação e evidências 
inicias de transformação. 
 Ainda no procedimento 1, foi usado um béquer de 50 mL com uma 
solução preparada de Sulfato de Zinco (ZnSO4), de concentração 1,0 mol.L-1, 
no qual foi mergulhada uma barra de cobre, sendo necessário anotar as 
transformações iniciais e evidências de reação. 
 No procedimento 2 (Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de 
Daniel)) foram usados dois béqueres de 50 mL, um contendo uma solução de 
Sulfato de Cobre (CuSO4), de concentração 1,0 mol.L-1, e outro contendo uma 
solução de Sulfato de Zinco (ZnSO4), de concentração 1,0 mol.L-1. 
 Preparados os béqueres, foi usado um tubo U para eletrólise (recipiente 
da ponte salina de uma eletrólise), contendo uma solução saturada de Cloreto 
de Sódio até a boca, colocando um chumaço de algodão em cada uma das 
extremidades do tubo, tomando o cuidado para que não tivessem bolhas de ar 
em nenhuma parte do tubo. Vale ressaltar que foi necessário molhar o 
chumaço de algodão para que a bolha de ar não se formasse ao longo do tubo. 
 O sistema resultante deveria ser semelhante à figura abaixo: 
 
 
 Neste procedimento foi usado um multímetro, devidamente calibrado, 
com seu fundo de escala em 20 V. 
 É necessário ressaltar que antes de inserir a ponte salina no sistema, foi 
necessário intercalar o multímetro entre os eletrodos, ligando o eletrodo de 
zinco ao terminal negativo e o de cobre ao terminal positivo. Esse 
procedimento precisa ser feito antes da inserção da ponte salina para que a 
precisão dos dados obtidos seja máxima. 
 Foi necessário ler a diferença de potencial no multímetro, e terminada a 
leitura, desligou-se o multímetro, e retiraram-se os eletrodos das soluções. 
 Foi necessária a consulta de uma tabela de potenciais de redução, para 
que a diferença de potencial da pilha fosse calculada, comparando o resultado 
calculado com o obtido experimentalmente. As soluções utilizadas foram 
recolocadas em seus frascos para reutilização. 
 No procedimento 3 (Eletrólise), foi montado um esquema usando um 
tubo em U para eletrólise, eletrodos de platina, uma solução aquosa de Iodeto 
de Potássio (KI), de concentração 0,5 mol.L-1, e uma fonte de energia 
devidamente calibrada. Vale ressaltar que a corrente não precisou ser ajustada 
para esse experimento, por recomendações da professora. 
 O esquema resultante deveria se assemelhar ao seguinte: 
 
 O procedimento da eletrólise ocorreu durante 3 minutos, observando e 
anotando o que aconteceu no cátodo e ânodo. 
 
 Terminada a reação, retiraram-se os eletrodos de platina, e, usando um 
conta-gotas, retirou-se uma pequena quantidade de solução de cada um dos 
ramos do tubo, colocando-as em quatro tubos de ensaio, de modo que dois 
tubos contivessem uma quantidade da solução presente no ramo esquerdo, e 
outros dois tubos com a solução do ramo direito. 
 Separadas as soluções, colocou-se uma gota de fenolftaleína em um 
tubo de cada solução, e uma gota de amido no outro tubo de cada solução, 
observando e anotando os dados obtidos. 
 No procedimento 4 (Eletrodeposição de metais (Galvanoplastia)), foram 
usados 3 béqueres de 50 mL contendo soluções de Ácido Clorídrico, de 
concentração 0,5 mol.L-1, de Sulfato de Cobre (CuSO4), de concentração 0,6 
mol.L-1 e de Cloreto de Níquel (NiCl2), de concentração 0,4 mol.L-‘1, de modo 
que cada béquer contivesse uma das 3 soluções. 
 Além dos béqueres, foram usadas duas lâminas de latão, devidamente 
limpas com uma palha de aço. Seria necessário limpar as lâminas 
quimicamente usando a solução de ácido clorídrico durante dois minutos, mas, 
por orientações da professora, isso não foi necessário pois a limpeza física 
com a palha de aço já fora o suficiente. 
 Antes de prosseguir com o experimento, foi necessário pesar a lâmina 
de latão que sofreria a deposição e anotar sua massa usando uma balança 
analítica devidamente calibrada. 
 A primeira eletrodeposição foi feita usando a solução de sulfato de cobre 
no béquer de 50 mL, inserindo a lâmina de latão pesada no béquer e uma de 
cobre, pois o banho eletrolítico envolveu uma solução de cobre. 
 O procedimento necessitou de uma fonte de corrente contínua para 
acontecer, que desta vez teve que ser devidamente calibrada da seguinte 
maneira, com auxílio da professora ou de um técnico: promoveu-se um curto 
circuito com as saídas positivas e negativas da fonte, juntando as pinças dos 
fios conectores, feito isso, regulou-se a corrente para 0,5 A, calibrada a 
corrente, desligou-se a fonte e prenderam-se os eletrodos de latão e cobre nos 
polos negativo e positivo da pilha respectivamente. Feita a preparação, ligou-se 
 
a fonte e esperou-se a eletrólise ocorrer por 5 minutos, anotando o tempo 
precisamente em um cronômetro devidamente calibrado, atentando para que o 
desligamento da fonte e a pausa no cronômetro sejam os mais próximos 
possíveis em tempo. Terminado oprocesso, pegou-se a lâmina de latão e, 
devidamente seca, pesou-a em uma balança analítica. 
 Repetiram-se os procedimentos anteriores para a eletrodeposição de 
níquel, feitas as seguintes modificações e anotando as modificações e 
evidências observadas: utilizou-se o béquer contendo a solução de Cloreto de 
Níquel, a corrente ajustada foi de 0,3 A e a lâmina de cobre foi substituída por 
uma de níquel, já que o banho eletrolítico foi de uma solução de níquel. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 • Procedimento 1 (Verificação qualitativa da tabela de potencial de 
oxidação): 
 - Condições iniciais: Prego cinza e solução azul, pela presença de íons Cu2+. 
 - Condições finais: Prego laranja, pela deposição de Cobre, e solução clara, 
pois os íons Cu2+ saíram da solução e os íons Fe2+ são incolores. 
- Equação 1 (Oxirredução entre Ferro e Cobre): 
)(4)()(4)( aqsaqs FeSOCuCuSOFe 
 
 - Quando colocou-se a barra de cobre na solução de Sulfato de Zinco, nada 
ocorreu, pois Cu + ZnSO4 é resultado de uma oxirredução, e a reação inversa 
não acontece a não ser que uma corrente elétrica seja fornecida e ocorra uma 
reação de eletrólise. A oxirredução é mostrada na equação a seguir: 
 - Equação 2 (Oxirredução entre Cobre e Zinco): 
)(4)()(4)( aqsaqs ZnSOCuCuSOZn 
 
 • Procedimento 2 (Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de 
Daniel)): 
 - Equações de semirreação em cada um dos eletrodos da pilha: 
1) Equação de semirreação no cátodo (Equação 3 (Semirreação de redução de 
cobre)): 
)()(
2 2 saq CueCu 

 
2) Equação de semirreação no ânodo (Equação 4 (Semirreação de oxidação 
de zinco)): 
  eZnZn aqs 2)(
2
)(
 
 
3) Equação de reação global da pilha (Equação 5 (Reação global de uma pilha 
de Cobre e Zinco)): 
)(
2
)()()(
2
aqssaq ZnCuZnCu
 
 
 - Diferença de potencial lida no voltímetro: 1,063 V 
 - Tabela de potenciais de redução e oxidação: 
Potencial de 
Redução (E0 red) 
Estado 
reduzido 
Estado 
oxidado 
Potencial de 
Oxidação (E0 oxi) 
0,34 Cu Cu2+ + 2e- -0,34 
-0,76 Zn Zn2+ + 2e- 0,76 
 
(Tabela 2: Tabela de potenciais de redução e oxidação) 
 - Diferença de potencial da pilha (Equação 6 (Diferença de potencial de uma 
pilha)): 
000
oxired   
 - Onde o potencial de redução é de quem reduziu, e o de oxidação é de quem 
oxidou. 
 - DDP calculada: 1,0000 
 - Os valores de ddp calculado e observado são quase iguais, o que mostra a 
veracidade da pilha, e um baixo teor de contaminação dos eletrodos e/ou 
solução presentes. 
 • Procedimento 3 (Eletrólise): 
 - Ânodo: A coloração fica alaranjada, com cor de ferrugem. A solução 
resultante mostrou modificações entrando em contato com amido, tornando-se 
escura e indicando a presença de soluções com iodo. 
 
 - Cátodo: Percebe-se a formação de gás, e a solução não muda de cor. A 
solução resultante mostrou modificações entrando em contato com 
fenolftaleína, tornando-se rosa e indicando a presença de uma solução básica. 
 - Reações ocorridas: 
1) Dissolução do sal (Equação 7 (Dissolução do Iodeto de Potássio em água)): 
)()()( aqaqaq IKKI
 
 
2) Ionização da água (Equação 8 (Ionização da água)): 
)()()(2 aqaql OHHOH
 
 
3) Semirreação de oxidação no ânodo (Equação 9 (Oxidação do íons iodeto)): 
  eII saq 22 )(2)(
 
4) Semirreação de redução no cátodo (Equação 10 (Redução dos íons H+)): 
)(2)( 22 gaq HeH 

 
5) Reação global (Equação 11 (Reação global da eletrólise de Iodeto de 
Potássio)): 
)(2)()(2)(2)(
)(2)(
)(2)(
)()()(2
)()()(
222
22
22
222
222
gaqslaq
gaq
gaq
aqaql
aqaqaq
HKOHIOHKI
HeH
eII
OHHOH
IKKI









 
 - No cátodo (polo positivo) há a formação de gás hidrogênio, diminuindo a 
concentração de íons H+ e aumentando a concentração de íons OH- na 
solução, aumentando sua basicidade, o que foi confirmado com a fenolftaleína. 
 
 - No ânodo (polo negativo) há a formação de iodo sólido, com coloração 
escura, e ao colocar o amido, pôde-se perceber a presença de compostos de 
iodo na solução, devido à coloração se tornar mais escura. 
 • Procedimento 4: Eletrodeposição de metais (Galvanoplastia) 
1) Eletrodeposição 1: Solução de CuSO4 
 - Massa inicial de latão: 2,6250 g. 
 - Tempo decorrido na eletrólise: 5 minutos, 00 segundo e 09 milésimos. 
 - Condições finais das lâminas metálicas: Cobre fica mais claro, mais 
desgastado. O latão fica mais laranja, indicando a deposição de cobre metálico 
na sua superfície. 
 - Massa final da lâmina de latão: 2,6737 g. 
- Reação no cátodo (íons Cu2+) (Equação 12 (Redução dos íons Cu2+)):
)()(
2 2 aqaq CueCu 

 
 - Reação no ânodo (Zinco metálico) (Equação 13 (Oxidação do Zinco 
metálico)): 
  eZnSOSOZn aqaqs 2)(4)(
2
4)(
 
2) Eletrodeposição 2: Solução de NiCl2 
 - Massa inicial de latão: 2,3675 g. 
 - Tempo decorrido na eletrólise: 5 minutos, 00 segundo e 25 milésimos. 
 - Condições finais das lâminas metálicas: O Níquel fica mais claro, mais 
desgastado, indicando corrosão. O latão fica cinza, indicando a deposição de 
níquel metálico na sua superfície. Percebe-se a efervescência na lâmina de 
latão, indicando a produção de gás cloro. 
 - Massa final da lâmina e latão: 2,3769g. 
 
 - Reação no cátodo (íons Ni2+): 
)()(
2 2 saq NieNi 

 
 - Reação no ânodo (íons Cl-): 
  eClCl gaq 22 )(2)(
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. CONCLUSÃO 
 Conclui-se que a eletrodeposição de metais na superfície de outros 
metais é um processo eficiente para melhorar a dureza deles, condutividade, 
resistência à corrosão, maleabilidade, resistência á calor. Outros benefícios 
envolvem obtenção de sódio, gás cloro, e a recuperação de metais 
desgastados. 
 Além disso, conclui-se que os processos de uma pilha são 100% do 
tempo espontâneos, visto que todos têm uma diferença de potencial positiva, e 
que todos os processos eletrolíticos, incluindo eletrodeposições não são 
espontâneos, já que se pretende realizar processos contrários aos de uma 
pilha, com diferenças de potencial negativas, sendo necessário fornecer 
energia. 
 Por fim, há processos eletrolíticos que se mostram muitos mais 
vantajosos que outros, pela proporção massa de metal depositado/tempo, que 
como foi visto na eletrodeposição 1 (Cobre), a massa de cobre depositada no 
latão foi de aproximadamente 0,05 gramas de cobre durante um período de 
cinco minutos e um baixo valor de corrente. Já na eletrodeposição 2 (Níquel), 
no mesmo tempo e com um valor de corrente um pouco menor, a massa de 
metal depositado foi de aproximadamente 0,011 gramas de níquel, se 
mostrando um processo menos vantajoso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 • ATKINS, Peter. Princípios básicos de química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 • Roteiro do experimento 9. Eletroquímica: Célula voltaica e 
galvanoplastia. UNIFEI. Primeiro semestre de 2012. 
 • TOFFOLI, Leopoldo. Eletroquímica. Disponível em: 
http://www.infoescola.com/quimica/eletroquimica/. Acesso em 26 de junho de 
2012.