Eletróquimica e Corrosão

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MATO GROSSO DO SUL 
UNIDADE UNIVERSITÁRIA DE DOURADOS 
CURSO DE ENGENHARIA AMBIENTAL E SANITÁRIA 
PROFESSOR: EDERSON AGUIAR 
 
 
 
 
 
 
 
 KHARLLA FRANCO DOS SANTOS - 40158 
ANA CARLA CAMARGO LOUBET - 37207 
 MARIANA NOGUEIRA MATOS - 38481 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA VII - ELETROQUÍMICA E CORROSÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DOURADOS-MS 
2018 
1. INTRODUÇÃO 
 A Eletroquímica é um ramo da química que estuda as reações que produzem 
corrente elétrica, por meio das reações de oxidação e redução ou óxido-redução. Se um 
processo químico ocorre de forma espontânea e produz corrente elétrica ou diferença de 
potencial entre os polos (negativo e positivo), denomina-se pilha ou bateria. Mas se o 
processo químico não ocorrer de forma espontânea, ele é induzido por uma corrente 
elétrica de uma fonte externa, havendo trocas de elétrons entre os átomos e íons. Esse 
procedimento é chamado de eletrólise. 
 A eletrólise em meio aquoso há a existência fundamental de uma descarga seletiva 
de cátions e ânions. Pois em meio aquoso em que o processo está ocorrendo sempre 
existem dois cátions e dois ânions. Como a eletrólise ocorre em meio aquoso, a água 
fornece o cátion hidrônio (H+) e o ânion hidróxido (OH-). O outro cátion e o outro ânion 
pertencem normalmente a um sal inorgânico que foi dissolvido na água, o que favorece a 
dissociação ou liberação de íons por parte do sal. 
 Oxidação e redução são processos contrários, e no decorrer de uma reação química 
há transferências dos elétrons entre os reagentes, isso é determinado pelo número de 
oxidação. Esse tipo reação é chamada de oxidorredução ou redox. Sendo assim, a 
oxidação de um elemento se dá pelo aumento do número de oxidação, ou melhor, no 
momento em que um íon ou molécula se torna mais positivamente carregado, ou seja, o 
elemento perde elétrons para outra, ficando com carga mais positiva, então seu Nox 
(número de oxidação) aumenta. Já na redução, há a diminuição do número de oxidação 
no elemento, isto é, quando um íon ou molécula torna-se mais negativamente carregado. 
Ou seja, há um ganho de elétrons, mas o Nox diminui. 
 Em determinadas substâncias, os átomos e ou íons sofrem a redução devido a perda 
de elétrons (sofrendo oxidação) da outra espécie química reagente, esses átomos ou íons 
são chamados de agentes oxidantes, já que foram eles que causaram a oxidação da outra 
substância. Na espécie química que oxidou causou a redução da outra, chamando-se 
agente redutor. Dessa maneira, o redutor é o que possui o elemento que se oxida, causando 
a redução de outro e o agente oxidante recebe elétrons de outra substância ou aumenta o 
número de oxidação da outra substância. Oxidante é o elemento que se reduz, causando 
a oxidação de outro. 
 A transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante é a principal 
circunstância em uma reação de óxido-redução. Com isso, foi estabelecido os potenciais 
relativos de oxidação e redução para os elementos, tendo como padrão o eletrodo padrão 
do hidrogênio. 
O eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual 
a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do 
hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero: 
2H+ + 2e- 
 → 
  
H2 
 
E0red = 0 
(convenção) 
 
Os eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio foram atribuídos 
potenciais positivos e os que ganham elétrons facilmente, potenciais negativos. 
Para prever a espontaneidade das reações de óxido-redução, deve-se levar em 
consideração, se o potencial apresentar um valor positivo, será uma reação espontânea. 
Se o potencial apresentar um valor negativo, o sistema sofrerá transformação por meio da 
indução de corrente elétrica por uma fonte externa e, portanto a reação ocorrerá de forma 
não espontânea. 
Tabela 1 – Potencial padrão de redução e oxidação
 
Fonte: Colégio Web (https://www.colegioweb.com.br/eletroquimica-i-pilhas/tabela-de-
potenciais-padrao-de-reducao.html) 
“A corrosão é definida pela NACE (National Association of Corrosion Engineers – 
importante associação da área) como a deterioração de um material, geralmente metálico, 
que resulta de uma reação com o meio em que este se encontra. A corrosão pode ser 
química ou eletrolítica.” 
Assim sendo, ocorre em virtude da ação do meio sobre um determinado material, o que 
causa seu deterioramento. Podendo causar a perda de material em uma região precisa ou 
como um todo. 
A corrosão química é a tendência do metal que sofreu a corrosão de voltar a ser um 
composto estável. A água e o oxigénio são os principais fatores que provocam a corrosão 
e são responsáveis pela formação de ferrugem. 
Quando acontece corrosão eletroquímica, é fundamental que haja transferência de 
elétrons, ou seja, a ocorrência de reações de oxirredução. Este tipo de corrosão 
desencadeia-se através da formação de uma pilha de corrosão eletroquímica, contendo 
quatro elementos essenciais: ânodo, cátodo, eletrólito e ligação direta entre cátodo e 
ânodo. 
2. OBJETIVOS 
Entender o que é oxidação e redução e como ocorrem as reações de oxi-redução. 
Compreendendo como as espécies químicas reagem a oxidação e redução. 
Analisar e entender o conceito e os efeitos da corrosão 
3. METODOLOGIA 
No dia 24 de setembro de 2018, foi realizada a sétima aula experimental no laboratório 
de química da Universidade Estadual do Mato Grosso do Sul (UEMS); em que os alunos, 
acompanhados pelo Professor Doutor Ederson Aguiar e a técnica de laboratório puderam 
realizar atividades de Eletroquímica e Corrosão, onde aprimorou-se os conceitos básicos 
e trabalhos práticos simples. 
4. MATERIAIS E METÓDOS 
4. 1. MATERIAIS UTILIZADOS 
2 lâminas metálicas de cobre (ou fios de cobre) 
2 lâminas metálicas de zinco (ou pedacinhos de zinco) 
7 lâminas metálicas de ferro (ou pregos) 
3 béqueres de 50 mL 
6 placas de Petri 
4 conta-gotas 
5 tubos de ensaio 
Estante para tubos de ensaio 
Palha de aço 
Toalha de papel 
Lixa 
 
4. 2. REAGENTES UTILIZADOS 
1.Solução de Ca(NO3)2 0,1 mol L-1 
2.Solução de CuSO4 0,1 mol L-1 
3.Solução de AgNO3 0,1 mol L-1 
4.Solução de ZnCl2 0,1 mol L-1 
5.Solução de NaOH 0,1 mol L-1 
6.Solução de CaCO3 0,1 mol L-1 
7.Solução de NaCl 0,1 mol L-1 
8.Solução de HCl 0,1 mol L-1 
 
 
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Ao chegarmos no laboratório os matérias já estavam devidamente organizados na 
bancada. E em seguida, o professor Ederson nos explicou como faríamos as análises dos 
experimentos, nos mostrando quais eram os materiais que iriamos utilizar, como iriamos 
manuseá-los e nos auxiliou até o término de todos os procedimentos. 
• Foram lixadas as lâminas de ferro, de zinco e de cobre. 
• Adicionou-se em dois béquers de 50 mL, respectivamente, uma pequena 
quantidade de Sulfato de Cobre II (CuSO4), ou popularmente conhecido como, 
sal de cobre. 
1. No primeiro béquer, colocou-se a lâmina de ferro. 
2. No segundo béquer, adicionou-se a lâmina de zinco. 
• Em outro béquer de 50 mL, adicionou-se uma pequena quantidade de Cloreto de 
Zinco (ZnCl2) ou sal de zinco. 
 3. Nesse terceiro béquer, colocou-se a lâmina de cobre. 
• Lavou-se os três béquers e as três lâminas com água corrente. Logo após, todos 
os materiais foram secados, as lâminas foram lustradas com a palha de aço, 
limpadas posteriormente com papel toalha e colocadas sobre a bancada, 
juntamente com as soluções:1. Nitrato de Cálcio - Ca(NO3)2; 
2. Sulfato de Cobre - CuSO4; 
3. Nitrato de Prata - AgNO3. 
 
 4. Com o Nitrato de Cálcio - Ca(NO3)2, foi inserido uma gota em cada 
lâmina. Após alguns minutos, foi adicionado uma gota de Sulfato de Cobre - CuSO4 em 
cada lâmina. Novamente, esperou-se alguns minutos, e foi adicionado o Nitrato de Prata 
- AgNO3, uma gota em cada lâmina. 
 
• As lâminas de ferro (pregos) foram lixados. Enumerou-se os tubos de ensaio com 
fita adesiva e os colocou sobre a estante para tubos. Foi adicionado uma média 
quantidade das soluções nos tubos. 
Tubo 1: solução de NaOH 0,1 mol L-1 
Tubo 2: solução de CaCO3 0,1 mol L-1 
Tubo 3: solução de NaCl 0,1 mol L-1 
Tubo 4: solução de HCl 0,1 mol L-1 
Tubo 5: água destilada 
 
6. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Se há uma mudança no estado de oxidação em uma reação e é acompanhada por trocas 
de elétrons entre os reagentes, essa reações são chamadas de reações de óxido-redução, 
ou reações redox. 
• Quando mergulhar uma lâmina de ferro (prego) em uma solução de sulfato de 
cobre, ele é revestido por uma coloração escura, e a presença de ferro (ΙΙ) pode 
ser detectada na solução. 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 
Assim, o ferro metálico doa elétrons aos íons de cobre (ΙΙ). O ferro (Fe) oxida-se a Fe²+, 
e então, ele perde dois elétrons, e o cobre (Cu²+) é reduzido a Cu, ganhando dois elétrons. 
Ao se somar as semi-reações de redução, isto é, ao se somar a equação de oxidação 
balanceada com a equação de redução balanceada igualando o número de elétrons ganhos 
e perdidos, dessa maneira, sendo possível escrever a equação de oxirredução total. 
Fe → Fe²+ + 2e‾ (equação de oxidação) 
Cu²+ + 2e‾ → Cu (equação de redução) 
_____________________________________________ 
Fe + Cu²+ → Fe²+ + Cu (equação de oxirredução total) 
Se o ferro perder seus elétrons, ele sofrerá oxidação, e possui potencial padrão de 
Oxidação 0,44, positivo e potencial padrão de redução -0,44, negativo. Contudo, o cobre 
ao ganhar elétrons sofre redução e seu potencial padrão de redução é 0,34, positivo. 
Subtraindo o potencial padrão de redução pelo potencial padrão de oxidação é possível 
se encontrar a fem (força eletromotriz) ou potencial padrão da reação (E°). 
E° = E°red(processo de redução) – E°red( processo de oxidação) 
E° = 0,34 - (-0,44) 
E° = + 0,78 
Como o valor é positivo a reação é espontânea. 
• Mergulhando uma lâmina de Zinco em uma solução de Sulfato de Cobre 
(CuSO4), a lâmina apresentou uma coloração escura, pois ocorreu reação de 
oxidação e redução. 
Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s) 
Considerando as possíveis semi-reações e seus potenciais padrão de redução é possível 
calcular o potencial padrão desta reação e verificar se ela é ou não espontânea. 
Zn → Zn²+ + 2e‾ (equação de oxidação) 
Cu2+ + 2e‾ → Cu (equação de redução) 
____________________________________________ 
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu (equação de oxirredução total) 
Calculando o potencial padrão desta reação utilizando os valores do potencial padrão de 
redução do zinco igual a -0,76 e o potencial de redução do cobre igual a + 0,34. 
E° = -0,76 - (-0,34) 
E° = -0,42 
Como o valor do potencial padrão da reação (E°) é negativo a reação não é espontânea, 
por isso ela não aconteceu nas condições em que foi feita, sem adição de temperatura, 
eletricidade ou de qualquer outro fator que induzisse a reação. A energia liberada em uma 
reação de óxido-redução espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. 
• Ao se colocar uma placa de Cobre em uma solução de Cloreto de Zinco, o Cobre 
não oxidou com essa solução porque ele é um metal nobre e não oxida facilmente. 
Cu (s) + ZnCl2 (aq) → CuCl2 (aq) + Zn (s) 
Considerando as possíveis semi-reações e seus potenciais padrão de redução é possível 
calcular o potencial padrão desta reação e verificar se ela é ou não espontânea. 
Cu → Cu2+ + 2 e‾ (equação de oxidação) 
Zn2+ + 2e‾ → Cu (equação de redução) 
_________________________________________________ 
Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn (equação de oxirredução total) 
 Calculando potencial padrão desta reação utilizando os valores do potencial padrão de 
redução do Cobre é 0,34 e o potencial de redução do Zinco é -0,76. 
E° = -0,76 - (-0,34) 
E° = -0,42 
Como o valor do potencial padrão da reação (E°) é negativo a reação não é espontânea. 
• Ao adicionar uma gota, respectivamente de Nitrato de Cálcio, na lâmina de ferro, 
zinco e cobre, não teve reação de óxi-redução, pois o cálcio não oxida tão 
facilmente. 
• Quando foi adicionado Sulfato de Cobre ocorreram algumas modificações: a 
lâmina de zinco teve reação de óxi-redução e ficou uma coloração preta, a lâmina 
de ferro obteve uma coloração acinzentada e a lâmina de cobre não teve reação. 
• Quando foi adicionado Nitrato de Prata, todas as lâminas tiveram a formação de 
um sólido. 
• As lâminas de ferro nos tubos de ensaio que continhas, respectivamente: NaOH, 
CaCO3, NaCl, HCl, água destilada, não tiveram uma reação instantânea, mas após 
alguns minutos houve um borbulhamento do gás oxigênio. 
 
Imagem 1: As lâminas de Zinco e Ferro contendo CuSO4 e a lâmina de Zinco contendo 
ZnCl2. 
 
Fonte: Kharlla Franco dos Santos. 
 
 
 
 
Imagem 2: As lâminas contendo Ca(NO3). 
 
Fonte: Kharlla Franco dos Santos. 
Imagem 3: Lâminas contendo AgNO3. 
 
Fonte: Kharlla Franco dos Santos. 
 
Imagem 4: Lâmina de zinco contendo AgNO3 e lâminas de ferro imersas nas soluções 
de NaOH, CaCO3, NaCl, HCl, respectivamente. 
 
Fonte: Kharlla Franco dos Santos. 
 
 
Tabela 2: Ocorrência ou não de reação. 
Experimento Ocorreu reação Não ocorreu reação 
CuSO4 e lâmina de Fe (+) 
CuSO4 e lâmina de Zn (+) 
CuSO4 e lâmina de Cu (-) 
1 gota de CaNO3: lâmina 
de Fe, lâmina de Zn e 
lâmina de Cu 
 Fe (-) 
Zn (-) 
Cu (-) 
1 gota de CuSO4: lâmina 
de Fe, lâmina de Zn e 
lâmina de Cu 
Fe (+) 
Zn (+) 
 
Cu (-) 
1 gota de AgNO3: lâmina 
de Fe, lâmina de Zn e 
lâmina de Cu 
Fe (+) 
Zn (+) 
Cu (+) 
 
NaOH e lâmina de ferro (+) 
CaCO3 e lâmina de ferro (+) 
NaCl e lâmina de ferro (+) 
HCl e lâmina de ferro (+) 
 
6.1. QUESTIONÁRIO 
1. O que uma reação de oxi-redução? 
R: São reações em que os elementos ganham ou perdem elétrons, são processos 
contrários, e no decorrer de uma reação química há transferências dos elétrons entre os 
reagentes. 
2. O que é um agente redutor? 
R: É uma substância que pode doar elétrons a outra ou diminuir os números de oxidação 
da outra substância. O redutor é o que possui o elemento que se oxida, causando a redução 
de outro. 
3. O que é um agente oxidante? 
R: Recebe elétrons de outra substância ou aumenta o número de oxidação da outra 
substância. Oxidante é o elemento que se reduz, causando a oxidação de outro. 
4. Escreva todas as equações das reações ocorridas na prática. 
R: 
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) Fe + AgNO3 → FeNO3 + Ag 
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) Cu+ AgNO3 → CuNO3+Ag 
Cu(s) + CuSO4(aq) → CuSO4(aq) +Cu(s) Fe + NaOH → FeOH + Na 
Zn + Ca(NO3) → Zn(NO3) + Ca Fe + CaCO3 → FeCO3 + Ca 
Fe + Ca(NO3) → FeNO3 + Ca Fe + NaCl → FeCl + Na 
Cu + Ca(NO3) → Cu(NO3) + Ca Fe + HCl → FeCl + H 
Zn + AgNO3 → ZnNO3 + Ag 
 
5. Se tivéssemos utilizado uma lâmina de alumínio na identificação dos cátions (item 2) 
como seria o resultado? Justifique. 
R: A solução será oxidada, terá reação de oxi-redução. O íon cobre será reduzido para 
metal cobre e o metal alumínio será oxidado para íon alumínio. 
2Al(s) + 3CuSO4(aq) –> Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s) 
 
Al(s) –> Al3+(aq)+ 3e– 
2e– + Cu2+(aq) –> Cu(s) 
__________________________________ 
2Al(s) + 6H2O(L) –> 2Al(OH)3(s) + 3H2(g) 
 
7. CONCLUSÃO 
A partir do experimento foi possível, por meio das várias etapas, observar e compreender 
os conceitos de espontaneidade de reações de óxido-redução, corrosão e eletrólise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
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Relatorio-de-Quimica-Fundamental>. Acesso em 26 de set 2018. 
BROW, T.L.; LEMAY, H.E.; BURSTEN, B.E. BURDGE, J.R. Química: A ciência central, 9ª 
Ed., Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
CARVALHO, C. G. Eletroquímica. Disponível em: http://www.quimica.net/resumo23.htm. 
Acesso em: 26 de set 2018. 
DIAS, L. D. Descarga seletiva de cátions e ânions. Manual da Química. Disponível em: 
https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/descarga-seletiva-cations-anions.htm. 
Acesso em: 27 de set 2018. 
ENGEHEIRO DE MATERIAIS. Corrosão eletroquímica: Por que os metais sofrem corrosão. 
2015. Disponível em: http://engenheirodemateriais.com.br/tag/corrosao-eletroquimica/. Acesso 
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FOGAÇA, J. Oxidação e Redução. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-
quimica/oxidacao-reducao.htm. Acesso em: 26 de set 2018. 
KORTZ, J. C.; TREICHEL, Jr., PAUL, M. Química Geral e Reações Químicas, v. 2, 5ª Ed., 
Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
PORTAL DO PROFESSOR. Reação de Alumínio e Cobre. Disponível em 
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/storage/recursos/21061/reacaoaluminiocobre.pdf. Acesso 
em 26 de set 2018.