Relatório Eletroquímica

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Universidade Estadual do Mato Grosso do Sul 
Curso de Bacharel em Química Industrial. 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 8 – Eletroquímica e corrosão 
 
 
 
 
 
 
Dauto Francisco Correia de Souza 
Gabriel Terra Castilho dos Anjos 
Raul Cremonezi Piva 
Experimento realizado no dia: 12/10/2014. 
 
 
Dourados/MS 
Outubro – 2014 
 
1. Introdução 
O termo oxidar significa perder elétrons, ou ainda aumento da 
reatividade, não necessariamente em presença de oxigênio, mas também 
quando um elemento perde elétrons e seu estado de oxidação aumenta. Já o 
termo reduzir é o contrario, significa ganho de elétrons, ou a diminuição da 
reatividade, diminuindo seu estado de oxidação e aumentando o de redução. 
É possível que em uma mesma reação ocorra tanto a oxidação quanto a 
redução, tais reações recebem o nome de oxirredução. Alguns exemplos a 
serem citados de reações de oxirredução são: o fogo, o apodrecimento das 
frutas, a ferrugem e a fotossíntese. 
Os processos de corrosão são considerados reações químicas 
heterogêneas ou reações eletroquímicas que se passam geralmente na 
superfície de separação entre o metal e o meio corrosivo. Considerando-se 
como oxidação-redução todas as reações químicas que consistem 
respectivamente em ceder ou receber elétrons, pode-se afirmar que os 
processos de corrosão são reações de oxidação dos metais, isto é, o metal age 
como redutor, cedendo elétrons que são recebidos por uma substância, o 
oxidante, existente no meio corrosivo. (GENTIL, 1996) 
 Um conceito importante quando se trata de processos de 
corrosão é o de potencial de eletrodo, que mostra a tendência de uma reação 
se passar no eletrodo, isto é, dá a medida da facilidade com que os átomos do 
eletrodo metálico perdem elétrons. Evidentemente, a medida de um potencial 
não pode ser realizada sem um valor de referência ou de um potencial padrão. 
Pode-se medir o potencial de um eletrodo ligando-o a um voltímetro e tomando 
um segundo eletrodo como referência. Devido à diferença de potenciais desses 
eletrodos, haverá um fluxo de elétrons do eletrodo de maior potencial para o 
outro. Assim, valores relativos de potenciais podem ser determinados 
experimentalmente usando-se o eletrodo padrão, ou normal de hidrogênio, que 
foi escolhido como referência e, arbitrariamente, fixado como tendo potencial 
zero. (GENTIL, 1996) 
A tabela 1 mostra alguns dos potenciais de eletrodos padrões utilizados 
nos experimentos. 
 
 
Potencial de Oxidação 
(V) 
Reação do Eletrodo Potencial de Redução (V) 
+2,870 Ca2++ 2e ⇔ Ca -2,870 
+2,714 Na++ e ⇔ Na -2,714 
+1,660 Al3++ 3e ⇔ Al -1,660 
+0,440 Fe2++ 2e ⇔ Fe -0,440 
0,000 2 H++ 2e ⇔ H2 0,000 
-0,337 Cu2++ 2e ⇔ Cu +0,337 
-0,521 Cu++ e ⇔ Cu +0,521 
-0,799 Ag++ e ⇔ Ag +0,799 
-1,980 Ag2++ 2e ⇔ Ag +1,980 
Tabela 1 (ATKINS, 2008) 
 
A importância de tais reações na indústria é clara quando se 
compreende sua utilidade, tal como as reações de oxirredução que são a base 
do funcionamento de pilhas e baterias e necessárias nos processos 
eletrolíticos. Algumas substâncias podem ser obtidas industrialmente por meio 
de processos eletrolíticos, assim como o alumínio, o gás cloro e gás 
hidrogênio. (PONTE, 200?) 
Outra curiosidade quanto a utilidade das reações de oxirredução é o 
Bafômetro, que tem seu funcionamento a base da reação entre permanganato 
de potássio, ácido sulfúrico e etanol. (BROWN, 2002) 
 
 
2. Objetivos: 
Compreender o que é oxidação, verificar as facilidades relativas com que as 
diferentes espécies químicas sofrem oxidação ou redução e compreender 
como ocorrem as reações de oxi-redução. 
 
 
 
 
3. Materiais e métodos 
 
3.1. Materiais Utilizados 
Quantidade 
2 Fios de cobre 
2 Pedaços de zinco 
7 Pregos 
3 Béqueres de 50ml 
6 Placas de Petri 
3 Pipetas de pasteur 
5 Tubos de ensaio 
 Estante para tubo de ensaio 
 
3.2. Reagentes utilizados 
 Solução de Ca(NO3)2 0,1 mol L-1 
Solução CuSO4 0,1 mol L-1 
Solução de AgNO3 0,1 mol L-1 
Solução de ZnCl2 0,1 mol L-1 
Solução de NaOH 0,1 mol L-1 
Solução de CaCO3 0,1 mol L-1 
Solução de NaCL 0,1 mol L-1 
Solução de HCl 0,1 mol L-1 
4. Procedimento experimental 
 
Foi colocado um prego e um pedaço de zinco em solução de sal de 
cobre, contida em tubos de ensaio separado. Também em tubo de ensaio foi 
adicionado um pedaço de fio de cobre em solução de sal de zinco. 
Em três placas de Petri separadas foram colocados a lâmina metálica de 
zinco, o fio de cobre, o prego e adicionada nos metais com o auxílio das 
pipetas de pasteur uma gota de cada uma das soluções: 
 
 
 
 
 
Anotando sempre o ocorrido e todas as informações obtidas. 
 
Enumerou-se de 1 a 5 os tubos de ensaio e foi colocado um prego em 
cada um. Em seguida até cobrir o prego foi adicionado as soluções de NaOH 
0,1 mol L-1, Solução de CaCO3 0,1 mol L-1, Solução de NaCL 0,1 mol L-1, 
Solução de HCl 0,1 mol L-1 e no ultimo tubo água destilada, observando e 
anotando o que acontece em seguida. 
 
 
Solução de Ca(NO3)2 0,1 mol L-1 
Solução CuSO4 0,1 mol L-1 
Solução de AgNO3 0,1 mol L-1 
5. Resultados e discussão 
Foram realizados três procedimentos para comparação dos resultados 
obtidos, no experimento 1 do primeiro procedimento, foi mergulhado um prego 
de ferro em uma solução de sulfato de cobre no qual é descrito pela equação 1: 
 
Equação 1 
Alguns minutos após o início da reação foi observado o aparecimento de 
uma camada vermelha cobrindo o prego devido a uma reação de oxi-redução, 
onde o ferro sendo o agente redutor oxida-se doando elétrons para o cobre, 
enquanto este reduz e se deposita sobre o ferro, em forma solidificada. 
Podemos verificar a veracidade dessa reação observando os potenciais 
de redução e oxidação das espécies envolvidas, de acordo com a tabela 2: 
 
Tabela 2: Potenciais de oxidação e redução do cobre e ferro. 
 
Observando os dados da tabela 1, é possível prever qual espécie está 
oxidando e qual está reduzindo. No caso, como o cobre tem maior potencial de 
redução, ele reduzirá e o ferro oxidará ocorrendo assim a formação de 
FeSO4(aq) (sulfato de ferro) + Cu(s) (cobre metálico). 
No experimento 2, algumas gotas de sulfato de cobre foram pingadas 
numa lâmina de zinco. Procedimento do qual pode ser representado pela 
equação 2: 
 
Equação 2 
 
Em alguns segundos, foi possível a observação de uma camada preta 
se formando sobre a lâmina de zinco e após alguns minutos, observou-se a 
solidificação do cobre (partículas avermelhadas). Essa reação acontece 
gerando um efeito de oxi-redução, onde o zinco oxida e o cobre reduz. 
Podemos verificar isso, observando a tabela 3 dos potenciais de oxi-
redução do zinco e do cobre. 
 
Tabela 3 Potenciais de oxidação e redução do cobre e zinco 
 
Sendo o potencial de oxidação do zinco maior que o do cobre, o zinco 
será a espécie oxidada e será um agente redutor, forçando o cobre a reduzir, 
formando então ZnSO4 (aq) (sulfato de zinco) e Cu(s) (cobre metálico). 
Posteriormente, mergulhou-se um fio de cobre metálico numa solução 
de ZnCl2 (cloreto de zinco) como mostra a equação 3, no qual não observou-se 
reação. A reação não é espontânea devido os potenciais de oxidação e 
redução do cobre e do zinco respectivamente serem negativos. Essa reação 
apenas seria possível pela realização de uma eletrólise, onde ocorreria a 
inversão da corrente elétrica e a reação seria forçada a acontecer. 
 
Equação 3 
 
No procedimento dois, primeiramente colocou-se em placas de Petri um 
fio de cobre, uma placa de zinco e um prego de ferro eem seguida adicionou-
se uma gota das soluções de Ca(NO3)2, CuSO4 e AgNO3 em cada amostra 
metálica, demonstrados na tabela 4, os casos em que ocorre a reação. 
 Ca(NO3)2 CuSO4 AgNO3 
Prego de ferro - + + 
Fio de cobre - - + 
Placa de zinco - + + 
Tabela 4: procedimento das reações realizadas em laboratório, onde o sinal + representa as reações que 
ocorreram e o sinal – representa as que não ocorreram. 
No procedimento três, colocou-se em 5 tubos de ensaio pregos de ferro 
e adicionou-se em cada tubo uma solução de NaOH, CaCO3, NaCl, HCl e água 
destilada. No primeiro tudo de ensaio, contendo NaOH, aparentemente não 
ocorreu nenhuma reação. No tubo 2, contendo CaCO3, observou-se uma 
pequena efervescência devido à liberação de CO2. No tubo 3, que continha 
NaCl, não foi observado nenhuma reação no intervalo de tempo realizado, 
porém essa reação é extremamente lenta e necessitaria de um tempo muito 
grande para que a reação possa ser observada. No tubo 4, que continha HCl, 
observou-se uma efervescência devido a formação do gás hidrogênio (H2). No 
tubo 5, contendo água destilada, não foi possível a visualização da reação 
química devido ao curto intervalo de tempo do procedimento realizado, a 
reação ocorre mas precisa de um tempo maior para poder ser observada. 
 
6. Considerações finais 
A partir da prática realizada, foi possível compreender os efeitos de 
corrosão dos materiais, o fundamento da eletroquímica e entender a tabela de 
padrões de oxidação e redução dos íons metálicos. Todos os procedimentos 
ocorreram como esperado pela literatura. 
 
7. Referências Bibliográficas 
ATKINS, P.; DE PAULA, J. Atkins, físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 2008. v. 
1. ISBN 978-85-216-1600-9 
 
BROWN, T. L.; JR, H. E. L.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.. Química: a 
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2002. 952 p. ISBN 85-
87918-42-7 
 
GENTIL, V. Corrosão. LTC – Livros Técnicos e Científicos – Editora, 3ªedição, 
1996, 345p. P.39,66. 
 
PONTE, H. A., Eletroquímica aplicada e corrosão. 200?. Disponível em: 
http://www.gea.ufpr.br/arquivos/lea/material/Fundamentos%20da%20Corrosao.
pdf. Acesso em 18/10/2014 
 
8. Questionário 
1) O que é uma reação de oxiredução? 
Uma reação de oxirredução é caracterizada como um processo simultâneo de 
perda e ganho de elétrons, pois os elétrons perdidos por um átomo, íon ou 
molécula são imediatamente recebidos por outros. (Forgaça J,2014) 
 
2) O que é um agente redutor? 
 Agente redutor é aquele que sofre oxidação, provoca a redução do agente 
oxidante, perde elétrons e seu nox aumenta. 
 
3) O que é agente oxidante? 
É o elemento que sofre redução, provoca oxidação, ganha elétrons e seu nox 
diminui. 
 
4) Escreva todas as equações das reações ocorridas na prática. 
 
 
 
 
 
 
5) Se tivéssemos utilizado uma lâmina de alumínio na identificação dos 
cátions (item 2), como seria o resultado? Justifique. 
 
Caso usássemos uma lâmina de alumínio, as reações de oxi-reduções 
seriam observadas, uma vez que tratada com as soluções descritas na 
tabela 5, com exceção da solução de Ca(NO3)2 
 
 Ca(NO3)2 CuSO4 AgNO3 
Lâmina de alumínio - + + 
Tabela 5: procedimento das reações realizadas, onde o sinal + representa as reações que ocorrem e o sinal – 
representa as que não ocorrem. 
 
Isso pode ser explicado pelos respectivos potenciais de oxidação e 
redução dados pela tabela 6, onde, quando a soma dos potenciais de 
redução ou oxidação é positiva, a reação é espontânea.