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 Qé a razão entre as concentrações dos átomos (espécies) 
presentes na reação. 
 A eletroquímica, visto sua área de estudo, também tem imensa 
aplicabilidade no estudo de materiais: efeitos de corrosão, modificações 
químicas de materiais que estão em contato com o meio, cromagem de peças e 
produção de semijoias. Grande parte devido ao estudo de redução e oxidação 
de átomos. Por isso, é de extrema importância e necessidade que qualquer 
profissional que venha desempenhar qualquer atividade referente a processos 
elétricos e manipulação de materiais, principalmente, tenha um vasto 
conhecimento de processos eletroquímicos. 
 
 
8 
 
2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
 Com o objetivo de estudar algumas reações de oxirredução, foram 
utilizados os seguintes materiais: 
 
· Ácido Clorídrico 0,001 M (HCl) 
· Ácido Nitrico (HNO3) 
· Água Destilada 
· Algodões 
· Béquer 50 mL 
· Cloreto de Potássio (KCl) 
· Fio de Cobre 
· Hidróxido de Sódio (NaOH) 
· Lâmina de Cobre 
· Lâmina de Zinco 
· Lixa 
· Nitrato de Prata 0,001 M (AgNO3) 
· Prego 
· Pipeta de Pasteur 
· Pipeta Volumétrica 
· Sulfato de Cobre 0,001 M (CuSO4) 
· Sulfato de Ferro 0,001 M (FeSO4) 
· Tubos de Ensaio 
· Tubo em forma de U 
· Voltímetro 
 
Para a realização dos procedimentos experimentais abaixo: 
 
 2.1 Reação Cobre metálico e Fe2+ 
 
 Em um tubo de ensaio, adicionou-se 3 mL de sulfato de ferro II 
 0,001M. Em seguida, inseriu-se um fio de cobre previamente lixado e logo 
9 
 
 em seguida a mistura foi deixada em repouso com o intuito de melhor 
 observar se houve reação de oxirredução entre os metais. 
 2.2 Reação Ferro metálico e Cu2+ 
 
 Foi adicionado 3 mL de sulfato de cobre II 0,001M em um tubo de 
 ensaio. Logo após, colocou-se um prego que representa o ferro metálico. 
 A mistura foi deixada em repouso. 
 2.3 Cobre metálico e Ag2+ 
 
 Acrescentou-se 3 ml de nitrato de prata 0,001M em um tubo de 
 ensaio. Posteriormente, adicionou-se um fio de cobre no tubo e a mistura 
 foi deixada em repouso. 
 2.4 Em meio ácido 
 
 Em quatro tubos de ensaio foram adicionados os metais: magnésio, 
 alumínio, cobre e ferro. Em seguida, acrescentou-se 2 mL de ácido 
 clorídrico 0,001 M em cada tubo. As misturas foram observadas e 
 onde não houve nenhuma reação visível, o experimento foi refeito; desta 
 vez com ácido nítrico substituindo o ácido clorídrico. 
 2.5 Construção de células eletroquímicas 
 
 Em um tubo em forma de  com o auxílio de uma pipeta de Pasteur, 
 adicionou-se cloreto de potássio até que o tubo estivesse preenchido e 
 sem bolhas. Após isso, ambos dos lados do tubo foram vedados com 
 algodão. As lâminas de zinco e cobre foram devidamente lixadas e os 
 eletrodos do voltímetro limpos com água destilada. 
 Foram transferidos para dois béqueres 50 ml de sulfato de zinco 
 II 0,001M e sulfato de cobre II 0,001M respectivamente. Então inicia-se o 
 processo de montagem da ponte salina. Mergulhou-se a lâmina de zinco 
 no béquer com sulfato de zinco II e a lâmina de cobre no béquer com 
 sulfato de cobre II. Mediu-se o potencial da célula. Também foi medido o 
10 
 
 potencial numa célula semelhante, porém com maior concentração de 
 sulfato de zinco e de cobre. 
 O mesmo experimento foi refeito utilizando duas lâminas de cobre, 
 sulfato de cobre II e hidróxido de sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 RESULTADOS 
 
 Com a realização dos experimentos, foram realizadas as devidas 
observações para obtenção dos resultados e análise dos mesmos. 
 
 3.1 Estudo das reações de oxirredução 
 
 3.1.1 Cobre metálico e Fe+2 
 Após o metal ter sido deixado em repouso no sulfato de 
ferro, aguardou-se alguns minutos para que pudesse ser observada a 
reação. Porém, neste caso nada ocorreu, o que indica que não houve 
redução dos íons de ferro II em solução para ferro metálico. 
 
 3.1.2 Ferro metálico e Cu+2 
 O ferro metálico (prego) também foi observado enquanto 
estava na solução de sulfato de cobre, aos poucos foi possível notar um 
leve tom de ferrugem sobre prego, o que indicou a redução dos íons Cu+2 
em cobre metálico e a oxidação do ferro metálico em íons Fe+2, este 
processo é representado na reação de simples troca abaixo: 
CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu (s) 
 
 3.1.3 Cobre metálico e Ag+2 
 Desta vez, utilizando também cobre metálico, porém 
em repouso na solução de nitrato de prata (AgNO3), ocorreu a formação 
de uma leve camada de prata na superfície do fio de cobre, o que indicava 
a redução dos íons Ag+ em prata sólida e a oxidação do cobre metálico 
do fio em Cu+2 . A reação de oxirredução abaixo corresponde ao ocorrido: 
 
Cu (s) + 2AgNO3 (aq) –> Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s) 
12 
 
 
 3.2 Metais em meio ácido 
 
 3.2.1 Magnésio e HCl 
 Ao observar a reação entre a folha de magnésio e o ácido clorídrico 
pôde ser vista a formação de bolhas na superfície de toda a folha, que 
faziam a mesma “saltar” no tubo de ensaio. Tal reação ocorreu devido a 
formação de gás hidrogênio na solução e de cloreto de magnésio, como 
pode ser observado na reação a seguir: 
 
Mg(s) + 2 HCl (aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
 
 3.2.2 Alumínio e HCl 
No caso do alumínio, não foi possível observar nenhuma reação. Porém 
a reação comum para o caso é a reação à seguir, que será explicada no 
tópico de discussões, bem como a razão da impossibilidade de observá-
la. 
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl- (aq) + 3H2 (g) 
 
 3.2.3 Cobre e HCl / Cobre e HNO3 
 Ao deixar o metal em repouso no meio ácido (HCl), também não foi 
observada nenhuma reação ocorrente, então este foi direcionado para 
uma solução de HNO3, onde foram observados vários processos. 
 Ao mergulhar o cobre no ácido nítrico, observou-se imediatamente 
a liberação de gases de cor castanha e uma cor verde lima intensa na 
solução, são estas características da seguinte reação, que libera tanto 
gases, quanto forma sais em meio aquoso. 
4HNO3 (aq) + Cu (s) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2 (g)+ 2H2O (l) 
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 3.2.4 Ferro e HCl 
 Neste caso, observou-se uma leve camada de “ferrugem” 
formando-se no ferro metálico (prego) devido a ocorrência de uma reação 
de simples troca entre o ácido clorídrico e os íons de ferro II, a reação 
correspondente encontra-se abaixo: 
 
2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3 (aq) + 3 H2 (g) 
 
 3.3 Células eletroquímicas 
 
 Na primeira pilha, composta por eletrodos de zinco e cobre (Pilha 
de Daniell), foi medida uma diferença de potencial de -0,05 V, devido a 
ocorrência da seguinte reação de oxirredução, envolvendo o cobre e zinco 
metálicos e seus sulfatos: 
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4 (aq) + Cu(s) 
 Já na pilha mais concentrada, onde ocorreu a mesma reação, 
porém com concentrações mais altas de ZnSO4 e CuSO4, foi obtida uma 
ddp de +1,08 V, um valor consideravelmente superior. 
 No caso da pilha de concentração (cobre-cobre), ocorreu a 
formação de hidróxido de cobre e sulfato de sódio (dupla troca), para a 
medição da ddp e cálculo do Kps através da equação de Nernst, a reação 
característica pode ser observada abaixo: 
 
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4 
 
 Neste caso, foi obtida uma ddp de +0,29 V e com a aplicação do 
valor obtido na lei de Nernst, foi encontrado um Kps de 1,53x10^-19. 
 
14 
 
4 CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
No estudo das reaçõesde oxirredução, foi visto que entre alguns íons e 
metais ocorrem reações de simples troca, oxirredução e também pode acontecer 
a permanência do estado (não ocorrência de reação), os resultados coletados 
experimentalmente correspondem a relação entre os coeficientes de redução 
dos metais Cobre, Ferro e Prata, as reações de redução dos mesmos podem ser 
observadas abaixo: 
 
Cu+2 + 2é → Cu(s) ε0 = +0,34 
Redução do Cobre 
 
Fe+2 + 2é → Fe(s) ε0 = -0,44 
Redução do Ferro 
 
Ag+ + 1é → Ag(s) ε0 = +0,80 
Redução da Prata 
 
 A diferença nos coeficientes de redução explica as reações do 
primeiro experimento, pois quando um metal reage com os íons de outro que 
possui maior coeficiente de redução, o íon tende a reduzir, oxidando o metal 
anteriormente sólido e formando uma camada metálica ao seu redor. 
 A reação dos metais com o meio ácido pode ser explicada através 
da reatividade dos metais, que pode ser vista no fluxograma abaixo. Tendo o 
hidrogênio como referência, é possível perceber que os metais que se localizam 
à esquerda do hidrogênio, chamados metais não nobres, irão reagir com os 
ácidos, diferentemente dos metais nobres. No caso do cobre que reage com o 
HNO3, a reação ocorre, pois, o agente oxidante não se trata do hidrogênio, e 
sim do nitrogênio presente no ácido, capaz de oxidar o cobre. Já com o alumínio 
a reação de fato ocorreu, porém devido à baixa concentração do ácido clorídrico, 
a observação foi dificultada. 
 
15 
 
 
1Reatividade dos metais com relação ao hidrogênio 
 
 
 Quanto à pilha de Daniel, vale ressaltar que existem certos fatores 
que alteram a ddp, como a concentração dos componentes, já que no início do 
funcionamento da pilha, a concentração de íons na solução é maior e, por isso, 
a capacidade da outra espécie química de doar elétrons é a máxima. Mas, com 
o tempo, a concentração desses íons vai diminuindo e a ddp diminui 
gradativamente e temperatura, pois a elevação da temperatura aumenta a 
velocidade das reações, provocando variações na ddp da pilha. 
Por fim, levando em conta que pilha de concentração é uma pilha com 
duas células de volume equivalente do mesmo material diferindo apenas na 
concentração, pode-se calcular o potencial desenvolvido por uma tal célula 
usando a equação de Nernst, que serve para determinar a força eletromotriz 
gerada por uma pilha para concentrações de íons diferente de uma unidade e 
para cálculos de titulação de oxidação-redução. 
. Uma célula de concentração produz uma pequena tensão enquanto tenta 
alcançar o equilíbrio. Este equilíbrio ocorre quando a concentração do reagente 
em ambas as células é igual. O eletrodo mergulhado na solução mais 
concentrada funciona como cátodo, pois ocorre a reação de redução, e portanto 
absorção de elétrons, e o eletrodo mergulhado na solução menos concentrada 
funciona com ânodo. 
Ao calcular o Kps da pilha de concentração de cobre, obtemos o valor de 
1.53X10^-19, muito próximo do esperado (1,6x10^-19) o que constata a 
veracidade da lei de Nernst. 
 
 
 
16 
 
REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, Peter. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente. 5ª ed. São Paulo: Bookman, 2011. 
REATIVIDADE DE METAIS COM ÁCIDOS. Rocha. Jennifer. Disponível em: 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-
acidos.htm>. Acesso em: 14 out. 10:22h 2018 
POTENCIAL-PADRÃO DE REDUÇÃO DAS PILHAS. Rocha. Jennifer. 
Disponível em: 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/potencialpadrao-reducao-das-
pilhas.htm>. Acesso em: 14 out. 14:41h 2018 
 
 
 
 
 
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ANEXOS 
 
Questionário 
 
1) Mostre as semi-reações de oxiredução que ocorrem em cada 
experimento. 
 
 Reação: CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu (s) 
 Redução: Fe+2+ 2 e-→Feº 
 Oxidação: Cu+2+ 2 e-→ Cuº 
 
 Reação: Cu (s) + 2AgNO3 (aq) –> Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s) 
 Redução: 2 Ag+(aq) + 2e-→ 2 Ag0(s) 
 Oxidação: Cuº(s) → Cu2+(aq) + 2 e- 
 
 Reação: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
 Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) 
 Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- 
 
Reação: 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3H2(g) 
 Redução:6H+1 +6e- -> 6H0 
 Oxidação:Al0 -> 2 Al+3 +6e- 
 
 Reação: 2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3(aq) + 3 H2(g) 
 Redução:6H+1 + 6e- ->6 H0 
 Oxidação:2FeO ->2 Fe+3 + 6e- 
 
 Reação: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4 (aq) + Cu(s) 
 Redução: Cu+2 (aq) + 2e- -> Cu(s) 
 Oxidação: Zn(s) -> Zn(aq) +2 + 2e- 
 
 Reação: 4HNO3 (aq) + Cu ( s)→ Cu(NO3)2(aq) + 2NO2 (g)+ 2H2O (l) 
 Oxidação:3 Cu-> 3Cu+2 + 6e- 
 Redução: 2N + 6e- -> 2N+2 
 
 
 
2) Indique a ordem de reatividade dos metais de acordo com os 
potenciais de redução. 
 
 
 
O metal mais reativo reage com substâncias iônicas cujos cátions são menos 
reativos, ou seja, o metal da esquerda reage com metal da direita e nunca o 
inverso. 
 
18 
 
3) É possível proteger uma estrutura de chumbo usando algumas das 
soluções usadas neste experimento? 
 
Sim, é possível através do conhecimento da proteção catódica passiva 
(metal de sacrifício). Esse metal de sacrifício é mais facilmente corrosível e 
atua como ânodo. Para que a proteção funcione o ânodo deve possuir um 
potencial de eletrodo inferior do que o cátodo (estrutura a ser protegida). 
Quem tem maior potencial de oxidação sofre oxidação, quem tem menor 
sofre redução. Quem tem maior potencial de redução sofre redução, quem 
tem menor sofre oxidação. Nesse sentido, teremos o Ferro, Zinco, Alumínio 
e Magnésio que poderiam ser usados como metal de sacrifício. 
 
 
 
 
 
4) Qual a função da ponte salina? 
 
 A função da ponte salina é permitir a migração de íons entre as soluções 
do eletrodo. Os cations (íons positivos) migram para o cátodo e o ânion (íons 
negativos) migra para o ânodo. Assim, ela ajuda a fazer com que as cargas 
19 
 
positivas e negativas em cada solução permaneçam em equilíbrio. Dessa forma, 
ela permite o prolongamento do funcionamento da pilha.