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ELETROQUÍMICA E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO - Relatório - Química Geral

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de 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. 
 
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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. 
 
 
 
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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. 
 
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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 
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positivas e negativas em cada solução permaneçam em equilíbrio. Dessa forma, 
ela permite o prolongamento do funcionamento da pilha.