Relatório Eletroquímica Henrique Sued e Matheus de Castro

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Integrantes: Henrique Sued Blanco Silva 
Matheus de Castro Fiusa 
Turma: PS4B 
Prof. Luiz Otávio Fagundes Amaral 
29 de Maio de 2018/1 
Experiência 7/8 
Introdução 
A eletroquímica é o campo de estudos das reações que envolvem transferência de 
elétrons, ocorrendo, frequentemente, a transformação de energia química em energia 
elétrica e vice-versa. Os processos estudados na eletroquímica são nomeados reações de 
oxirredução e sua relevância concentra-se no fato de ser ser a base do funcionamento de 
dispositivos como as pilhas, que funciona a partir de reações espontâneas, sendo o 
processo inverso também é possível. Desse modo, somos capazes de forçar reações 
químicas não espontâneas aplicando-se uma corrente elétrica, o processo é conhecido por 
eletrólise. As reações de oxirredução ocorrerão de forma espontânea quando o Δεo 
(ddp) e ΔG (Energia livre de Gibbs) forem negativos. Caso contrário, a reação ocorrerá 
somente se for submetida uma corrente elétrica ao sistema. 
 
Objetivo 
● Avaliar, por meio dos experimentos, se as reações observadas são 
espontâneas ou não; 
● montagem da pilha de Daniell; 
● executar, reconhecer os produtos e caracterizá-los para a reação de 
eletrólise; 
Materiais 
● Fontes de energia; 
● eletrodos de grafite; 
● multímetro; 
● eletrodos de zinco e cobre; 
● ponte salina; 
● tubo em U para eletrólise; 
● condutores metálicos; 
● solução de KI 0,5 mol/L; 
● fenolftaleína; 
● soluções de ZnSO4 e CuSO4 à 1,0 mol/L; 
● solução saturada de KCl; 
● prego; 
● lâminas metálicas de cobre e zinco 
Procedimentos 
 
● Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação 
 
- Em tubo de ensaio, adicionou-se pequena quantidade da solução de cobre (II). Em 
seguida, mergulhou-se um prego nessa solução atentando-se à indícios de 
ocorrência de reação; 
- Em um béquer preenchido com solução de Zn (II), mergulhou-se uma lâmina de 
cobre e, atentando-se à indícios de reação anotou-se os resultados; 
 
● Montagem da pilha de Daniell 
 
- Em um béquer, adicionou-se 25 mL da solução de sulfato de cobre (II) e 
também, em outro béquer, a mesma quantidade da solução de sulfato de zinco 
(II); 
- Ligou-se um eletrodo de zinco ao terminal negativo do multímetro e 
mergulhou-lhe na solução de ZnSO4, ligou-se também um eletrodo de cobre ao 
terminal positivo do multímetro e mergulhou-lhe na solução de CuSO4 
- Conectou-se os béqueres com uma ponte salina; 
- Leu-se a diferença de potencial no multímetro; 
- Calculou-se a diferença de potencial da pilha por meio de valores tabelados para 
os potenciais de redução; 
● Eletrólise 
- O experimento da eletrólise foi executado por toda a turma em conjunto, a 
montagem e manipulação foram realizadas pelo professor; 
 
- Procedeu-se a ligação entre os pólos da fonte de energia e os eletrodos de grafite 
imersos em solução de KI e aguardou-se por 2 a 3 minutos para que a 
eletrólise se processasse; 
- Observou-se e anotou-se os resultados; 
- À um dos lados do tubo (catodo) adicionou-se 1 gota de fenolftaleína, observou-se 
e anotou-se os resultados; 
- Ao outro lado do tubo (anodo), adicionou-se 1 gota de dispersão de amido, 
observou-se e anotou-se os resultados; 
 
Verificação das áreas anódicas e catódicas 
 
-1 gota de solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador 
ferroxílico) e fenolftaleína foi adicionada à uma lâmina de Fe limpa. 
- Observou-se e anotou-se os resultados 
 
Discussão dos Resultados 
1. O experimento 1 avaliou a tabela de potencial padrão de redução de forma 
qualitativa. Observou-se que, ao mergulhar o prego em solução de Cu(II), a superfície do 
prego cobriu-se de uma camada de Cobre sólido de forma espontânea, o que se justifica 
pelo potencial padrão de redução do ferro, que é menor que do cobre. Concluindo, o 
ferro tem maior tendência a se oxidar que o cobre, o que foi verificado com a 
ocorrência da reação. Ao adicionarmos uma placa de Cu à solução de Zn (II) não ocorreu 
reação, o que comprova os dados da tabela, onde o valor para o potencial padrão de 
redução do cobre é bem maior que o do zinco. 
2. No segundo procedimento, executou-se a montagem da de pilha de Daniell. 
Nesse experimento, era esperado que o voltímetro informasse uma voltagem de 
aproximadamente +1,10V, no entanto, observou-se um valor de aproximadamente +1,07V. 
A pequena diferença observada ocorre, muito provavelmente, em virtude de perdas na 
concentração das soluções. 
Zn^2+ (aq) + 2e- → Zn (s) Ɛº = - 0,76 V 
 
Cu (s) → Cu^2+ (aq) + 2e- Ɛº = - 0,34 V 
 
Total Ɛº = - 1,10 V 
Tabela 1 - Voltímetro 
 
3. No terceiro procedimento, executou-se uma eletrólise do KI. No anodo, ocorre a 
formação de iodo sólido pois seu potencial de oxidação é maior que o da água. Já 
não anodo, ocorre formação de OH- por ter maior potencial de redução. Assim, a reação 
global da eletrólise é: 
 
 
2I-(aq) → I2(aq) + 2e- - 0,83 V 
 
Anodo 
2H2O(L)+2e- → H2(g) + 2 OH- - 0,54 V Catodo 
2I-+ 2H2O → H2 + 2OH-+ I2 - 1,37 V 
Tabela 2 - Eletrólise 
Observou-se que d e um dos lados do tubo em U a solução se tornava 
amarelada e, ao adicionar-se dispersão de amido a essa solução ela adquiriu coloração 
azul, em virtude da interação do amido com o iodo. Na outra ponta, ao adicionar-se 
fenolftaleína, o tubo adquiriu coloração rosa, em virtude da presença de íons OH- como 
produto da redução e formação de gás hidrogênio. 
 
Conclusão 
Com o experimento, pudemos comprovar a natureza elétrica de algumas 
reações e, desse modo, constatar o principio dos fenômenos que tornam possível o 
deslocamento de cargas promovendo trabalho elétro dentro de aparelhos como 
smartphones e relógios de pulso. Foi possível entender a previsibilidade das reações 
redox, ou seja, supor se determinada reação será ou não espontânea e que a 
concentração dos reagentes determina a diferença de potencial produzida no sistema. A 
relevância da ponte salina também pode ser constatada e seu papel mantenedor do 
equilíbrio, fechando o circuito nas pilhas. Assim, essa prática foi de grande importância 
para o nosso entendimento da eletroquímica, já que provou vários conceitos teóricos já 
conhecidos pelos alunos. 
 
Referência 
Apostila de Química Geral (2016)