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ELETROQUÍMICA E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO - Relatório - Química Geral

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CAMPUS ACADÊMICO DO AGRESTE 
NÚCLEO DE TECNOLOGIA 
ENGENHARIA CIVIL 
 
 
 
 
 
 
 
ELETROQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO 
CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA 
ELYAQUIM DOMINGOS TORRES 
REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA 
SOFFIA VALÉRIA SOUZA LIMA 
 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO 
CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA 
ELYAQUIM DOMINGOS TORRES 
REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA 
SOFFIA VALÉRIA SOUZA LIMA 
 
 
 
 
 
 
ELETROQUÍMICA 
 
 
 
Trabalho acadêmico de modelo de 
relatório laboratorial, como requisito à 
obtenção de nota do segundo exercício 
escolar, apresentado à disciplina de 
Química Geral II da Universidade 
Federal de Pernambuco. 
 
 
Orientadora: Professora Drª. Érika Pinto Marinho 
 
 
 
 
Caruaru 
2018 
 
 
RESUMO 
 
Este relatório objetiva expor os resultados alcançados e observações feitas 
sobre os experimentos laboratoriais realizados sobre reações de oxirredução, 
concomitantemente discutindo-os. Além disso, visa descrever as metodologias 
aplicadas e resultados obtidos na realização de tal atividade realizada pelos 
discentes do curso de Engenharia Civil, da Universidade Federal de Pernambuco 
– Campus Agreste, na disciplina de Química Geral II. 
 
Palavras-chave: Práticas laboratoriais. Química Geral II. Eletroquímica. Redox. 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO .......................................................................................................................5 
2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ..............................................................................8 
2.1 Reação Cobre metálico e Fe2+ ...................................................................................8 
2.2 Reação Ferro metálico e Cu2+ ....................................................................................9 
2.3 Cobre metálico e Ag2+ ..................................................................................................9 
2.4 Em meio ácido ...............................................................................................................9 
2.5 Construção de células eletroquímicas ....................................................................9 
3 RESULTADOS .....................................................................................................................11 
3.1 Estudo das reações de oxirredução ......................................................................11 
3.2 Metais em meio ácido ...........................................................................................12 
3.3 Células eletroquímicas .........................................................................................13 
4 CONSIDERAÇÕES FINAIS ...............................................................................................14 
REFERÊNCIAS .......................................................................................................................16 
ANEXOS ...................................................................................................................................17 
 
 
5 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
 A natureza da eletricidade era desconhecida até a segunda metade do 
século XVIII. Uma das descobertas que ajudou em sua compreensão surgiu com 
a necessidade da produção de um dispositivo que armazena energia, uma 
bateria simples por exemplo, sendo então a porta de entrada para o ramo da 
química que estuda a transformação de energia química para energia elétrica, a 
eletroquímica. 
 Uma corrente elétrica pode ser definida como o fluxo de elétrons em um 
circuito, e quando essa corrente provém de uma reação química, os elétrons 
saem de uma espécie que sofre oxidação para outra que sofre redução. A partir 
desse fato, foi inferido por John F. Daniell o possível uso dessa transição para 
processos que demandassem energia, inclusive uma bateria simples. 
 Desse fato, surgiram os conceitos de célula eletroquímica e célula 
galvânica. Uma célula eletroquímica caracteriza um dispositivo onde há um fluxo 
de elétrons decorrentes de uma reação química espontânea, onde não foi 
necessário gasto energético para que o fluxo ocorresse, ou não espontânea, que 
demanda aplicação de energia. Por sua vez, uma célula galvânica é uma célula 
eletroquímica que possui um fluxo de elétrons provindos de uma reação química 
espontânea, que é utilizado para geração de energia. 
 A célula galvânica é comumente composta por dois metais mergulhados 
em soluções iônicas dos mesmos, unidos por um voltímetro e uma ponte salina 
em formato de U que será responsável por manter o equilíbrio entre as soluções, 
de modo que os íons possam transitar entre uma solução e outra através da 
solução salina concentrada em água (geralmente usa-se o KCl). Como exemplo, 
tem-se a pilha de zinco e cobre. Nela, uma placa de zinco metálico (Zn(s)) está 
em contado com uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)) em um béquer. 
Em outro béquer, encontra-se uma placa de cobre metálico (Cu(s)) que está em 
contato com a solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)), como na figura abaixo: 
 
6 
 
 Após as placas serem conectadas ao voltímetro, o mesmo registra a 
passagem de corrente elétrica, concluindo assim o processo de uma célula 
galvânica. 
 Para dizer se uma reação é ou não espontânea, é necessário fazer o 
estudo da seguinte equação: 
 
ΔGr = -nFEº (equação 01) 
 
 Onde o ΔGr representa a energia livre de Gibbs, já vista em 
termodinâmica, n o número de elétrons em mols que participaram da reação, F 
é a constante de Faraday e Eº é a diferença de potencial entre os eletrodos. 
 Para saber a quantidade de mols de elétrons que foram envolvidos na 
reação, é necessário fazer as semi-reações do processo, de modo que tanto os 
coeficientes estequiométricos quando as cargas estejam balanceadas de ambos 
os lados da reação. 
 A partir dessa equação é possível estabelecer três relações quanto a 
espontaneidade da reação: 
• Se a Eº for positiva, consequentemente o ΔGr será negativo 
e a reação terá tendência a formar produtos, logo 
espontânea. 
• Se a Eº for negativa, consequentemente o ΔGr será positivo 
e a reação terá tendência a formar reagentes, logo não 
espontânea. 
• Se a Eº = 0, então a reação está em estado de equilíbrio, 
logo não haverá diferença de potencial entre os 
eletrodos. 
 Como dito anteriormente, um dos eletrodos sofrerá oxidação e o outro, 
redução, pois, os elétrons não podem deixar de existir, apenas migrar. Por 
7 
 
questões de nomenclatura, define-se ânodo o eletrodo onde ocorre a oxidação 
e cátodo o eletrodo onde ocorre a redução. 
 Enquanto a possibilidade de redução, definiu-se um parâmetro de 
medição para potencial oxidante tendo como referencial o eletrodo de hidrogênio 
(padrão). Deste modo, para todo eletrodo há um potencial oxidante ou tendência 
de redução. Tal dado pode ser utilizado para calcular a DDP (diferença de 
potencial) de uma célula ou saber previamente qual espécie reduzirá 
preferencialmente ante à outra. 
 É importante saber que nem sempre as condições de medição da Eº serão 
padrão. Tendo em vista isso, existe uma equação que serve para estimar os 
potenciais das células em condições diferentes do padrão, como também 
estimar a DDP em células de concentração (possuem eletrodos com a mesma 
espécie em concentrações distintas). Tal equação provém das relações da 
energia livre de Gibbs e é definida por: 
 
E célula = Eºcélula -(RT/nF) ln (Q) 
 
 Onde Q