Relatório sobre Pilha, Redução do Cu e Eletrólise.

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
 
 
 
 
 
 
ESCOLA DE QUÍMICA 
 
DEPARTAMENTO DE PROCESSOS INORGÂNICOS 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: Introdução aos Processos Químicos e Bioquímicos (EQW112_EQG) 
Professor: Robinson L. Manfro 
Data da experiência: 21/06/2018. Data da Entrega: 28/06/2018. 
Experiência: Pilha, Redução do Cu e Eletrólise. 
 
Nome dos Componentes do Grupo 
Ana Luiza Ferreira Mariana Morais Soares Costa 
Anna Carolyna Tavares de Vasconcellos Nathália Borges da Silva Castro 
Julia Helena Ramos Victória Vieira Coelho 
Lara Rocha Faria Vinícius Latgé Meira 
 
 
 
Rio de Janeiro 
1° Semestre/2018 
 
1. INTRODUÇÃO 
Os processos de oxidação e redução são fenômenos que ocorrem simultaneamente 
em uma reação onde há transferência de elétrons. Esses tipos de reações são chamados de 
oxirredução. A redução é o ganho de elétrons (diminuição do Nox) e o elemento que 
possui essa característica na reação é chamado de agente oxidante (que faz o outro 
elemento oxidar). Por sua vez, a oxidação ocorrerá de forma complementar. Sendo assim, 
estudar reações de oxirredução é analisar a produção ou não por corrente elétrica é 
abordar o ensino da Eletroquímica. 
A Eletroquímica tem por alicerce abordagem de reações químicas e corrente 
elétrica. Sendo a geração de corrente elétrica por meio de reação química, denominado 
como pilha e em contrapartida eventualmente a geração de uma reação química que é 
ocasionada pela passagem de corrente elétrica é denominado, portanto como eletrólise. 
 A reação de oxirredução que ocorre na pilha eletroquímica é um processo 
espontâneo (∆E°>0) e haverá um conjunto gerado por uma barra metálica e solução de 
íons, sendo denominado eletrodo. No eletrodo que ocorre a oxidação (perda de elétrons) 
é denominado de ânodo e forma o pólo negativo da pilha e gerando reações anódicas. Em 
contrapartida no eletrodo que ocorre o ganho de elétrons é denominado de redução é 
chamado de cátodo, sendo, portanto, o pólo positivo da pilha e reações catódicas. Sendo 
assim, com auxílio de uma solução salina (neste experimento NaCl) e um fio metálico 
externo conectando os dois eletrodos em questão. 
 O processo de eletrólise é um fenômeno oposto ao da pilha, visto que este processo 
é não-espontâneo, necessitando-se de energia externa para ocorrer e possuindo ∆E°<0. 
Neste caso no pólo positivo ocorre a oxidação, sendo este o ânodo e o polo negativo 
ocorrem a redução, sendo denominado o cátodo. A energia recebida funciona como uma 
“bomba de elétrons”, sendo assim os elétrons recebidos pelo polo positivo são 
transferidos para o pólo negativo. 
Reação no ânodo: 𝐴− → 𝐴° + 𝑒− 
Reação no cátodo: 𝐶+ + 𝑒− → 𝐶° 
Eletrólise: 𝐶+ + 𝐴− → 𝐶° + 𝐴° 
A energia recebida funciona como uma “bomba de elétrons”, sendo assim os 
elétrons recebidos pelo polo positivo são transferidos para o pólo negativo. 
A redução do cobre pela reação do ferro metálico com uma solução de sulfato de 
cobre também ocorre por meio da oxirredução. Nessa reação o ferro metálico, 
materializado em palha de aço, possui Nox igual a 0 e é situado para reagir com uma 
solução de sulfato de cobre (CuSO4). Essa molécula apresenta o cobre com Nox igual a 
+2 e o complexo sulfato -2. Quando a reação se conclui o cobre é levado a cobre metálico 
com a síntese simultânea de sulfato de ferro III. Dessa maneira se conclui a reação de 
redução do cobre e oxidação do ferro. 
Fe°+ Cu +2SO4
-2 → Cu°+Fe2 +3 (SO4)3-2 
 
 
2. Materiais e Reagentes 
 
2.1.Prática 1 – Pilha 
- Tubo de ensaio 
- Barra de cobre 
- Barra de ferro 
- Fios (com jacaré) 
- Solução de NaCl (3% m/m) 
- Fenolftaleína 
- Ferricianeto de potássio 
 
2.2.Prática 2 – Redução do Cobre 
- Proveta 5 mL 
- Palha de aço 
- Solução de CuSO4 
 
2.3.Prática 3 – Eletrólise 
- Béquer 
- Barra de cobre 
- Moeda de 5 centavos 
- Pilha comercial 
- Fios (com jacaré) 
- Solução de CuSO4 
- Solução de H2SO4 (0,1 N) 
 
3. Procedimento Experimental 
 
3.1.Prática 1 – Pilha 
Limpou-se as barras metálicas de cobre e ferro com a utilização de uma lixa e, em 
seguida, colocou-se a solução de NaCl no tubo de ensaio até a metade de seu volume. 
Após isso, introduziu-se as barras no interior do tubo prendendo-as com o auxílio de uma 
tampa de plástico, e adicionou-se 2 gotas de cada indicador (fenolftaleína e ferricianato) 
à solução. Por meio de um fio provido de jacaré fez-se a conexão entre as duas barras, e 
observou-se o resultado. 
 
3.2.Prática 2 – Redução do Cobre 
Colocou-se na proveta um chumaço de palha de aço, de modo a obstruir parcialmente 
a vidraria, e deixou-se uma ponta para fora afim de facilitar a posterior remoção do objeto. 
Adicionou-se lentamente a solução de CuSO4 ao interior da proveta, e observou-se a 
passagem do líquido através da palha de aço. 
3.3.Prática 3 – Eletrólise 
Limpou-se ambos a barra de cobre e a moeda com a utilização de uma lixa, e após a 
limpeza mecânica realizou-se na moeda uma limpeza química por meio da submersão na 
solução de H2SO4 (banho ácido). Após secar levemente, averiguou-se a massa da moeda 
e montou-se o circuito barra/pilha/moeda, com auxílio dos fios providos de jacaré. 
Transferiu-se a solução de CuSO4 para o béquer e colocou-se no mesmo a barra de cobre 
e a moeda, conectados ao circuito. Depois de 15 minutos desmontou-se o sistema e 
averiguou-se novamente a massa da moeda. 
4. Resultados e discussão 
4.1. Prática 1: Pilha eletroquímica 
4.1.1. Barra de ferro metálico + solução salina 
Após a adição da barra de ferro na solução salina contendo os indicadores, percebeu-se a 
formação de uma região rosa na parte superior da barra e uma região azul na parte inferior 
da barra por reações que ocorreram na interface metal/solução (figura 1). Esse fato pode 
ser explicado com as seguintes equações de oxirredução: 
 Oxidação (anodo): Fe0→Fe2+ + 2e- (1) 
Redução (catodo): H2O + ½ O2 + 2e- → 2OH- (2) 
A oxidação do ferro metálico leva a liberação de elétrons que se acumulam na barra. Esses 
elétrons interagem com o oxigênio dissolvido na água que, por consequência, sofrem 
redução e levam a formação de hidroxilas. A região rosa observada se deu pelo indicador 
fenolftaleína, indicando a presença de hidroxilas logo como é a região na qual a reação 
de redução ocorre, também é chamada de região catódica da pilha. Já a região azul é 
explicada pois o ferricianeto de potássio indica a formação de íons Fe2+ pela oxidação. 
 
Figura 1: formação das regiões anódica e catódica. 
4.1.2. Barra de ferro metálico + barra de cobre metálico 
Após a prática 4.1.1 foi adicionada a solução com a barra de ferro uma barra de cobre 
metálico, no esquema que pode ser observado na figura 2. Notou-se a formação de uma 
região rosa, agora ao redor da barra de cobre e uma região azul em toda a barra de ferro, 
como indicado: 
 
Figura 2: Formação das regiões anódica e catódica 
Com a adição do cobre metálico no sistema, uma DDP foi formada entre os metais 
visto que possuem potenciais de redução diferentes (E0red Fe
2+=-0,44eV e E0red 
Cu2+n=+0,34eV). A reação oxidação do ferro sofre uma intensificação pela formação 
dessa ddp e a região rosa se forma em torno da barra de cobre já que é em sua interface 
onde a região catódica é formada, consequentemente as hidroxilas. Não é observado 
nenhum aumento de massa da barra de cobre metálico. Na barra de ferro nota-se uma 
região azul (região anódica), indicando a formação de íons Fe2+ com mais intensidade 
que na prática anterior, percebe-se também que há uma perda de massa da barra em 
consequênciada degradação causada pela reação de oxidação. As reações de oxirredução 
são (1) e (2) novamente. 
 
4.2. Prática 2: Redução do Cobre 
 Após a adição de CuSO4(aq.) foi possível observar a formação de regiões avermelhadas 
e a retenção de vapor (vide figura 3), nos locais onde houve interação da solução de 
CuSO4 com a palha de aço. Assim como, também se constatou a alteração de cor da 
solução cúprica adicionada, passando de azul a amarelada (vide figura 4). 
 
Figura3 - Indicação das regiões avermelhadas e formação de vapor. 
 
Figura 4 - Indicação da solução amarelada depositada no fundo da proveta. 
 Para a análise deste fenômeno, é preciso comparar os potenciais de redução das 
espécies presentes no sistema novamente, Fe0 e Cu2+: 
E0red Fe
2+ = -0,44eV 
E0red Cu
2+ = +0,34eV 
 Onde E0red Cu
2+ > E0red Fe
2+. Dessa forma, tem-se todos os componentes para a 
formação de uma pilha química: catodo, anodo e um meio para interação entre eles. E, 
considerando que a formação da pilha é um processo espontâneo (G<0), tem-se a 
ocorrência de uma reação exotérmica, que neste caso foi observada através transformação 
da umidade do tubo em vapor (vide figura 4). 
 E sendo assim, o Fe0 (presente na palha de aço) sofrerá oxidação, e o cátion Cu2+ 
(presente no CuSO4(aq.) sofrerá redução. As equações das reações estão expostas a seguir: 
• Catodo (+) 
Cu2+ + 2e- → Cu0 
• Anodo (-) 
Fe0 → Fe2+ + 2e- 
• Reação global 
Cu2+ + Fe0 → Cu0 + Fe2+ 
 E a partir dessas reações, foi possível concluir que as regiões avermelhadas na palha 
de aço correspondiam à formação de depósitos de cobre metálico. Enquanto que o fato de 
a solução depositada no fundo do tubo ter sua coloração alterada, se deu por conta da 
interação entre o cátion Fe2+ e os ânions SO42- (provenientes do CuSO4) terem formado 
o composto FeSO4 que possui um tom amarelado característico (vide imagem 4). 
 Para que houvesse a confirmação quanto ao composto formado, a solução amarelada 
depositada na proveta foi transferida para a proveta da prática. Instantaneamente, a 
solução adquiriu uma cor de azul bastante escuro (vide figura 5). 
 
Figura 5 – Proveta após a misturas das soluções das práticas 1 e 2. 
 Como na proveta da prática 1 estava contido o indicador ferricianeto de potássio, a 
presença de Fe2+ ou Fe3+ seria facilmente identificável através da formação do complexo 
azul da prússia (hexacianoferrato de ferro II ou III). E foi o que de fato ocorreu, 
reafirmando a presença de íons de ferro em solução. 
4.3. Prática 3: Eletrólise 
Após introduzir a barra de cobre e a moeda na solução e em seus respectivos 
polos, observou-se um acréscimo de massa às moedas analisadas (figura 6), constando 
os valores obtidos na tabela (figura 7) abaixo: 
 
Figura 6- Aumento de massa observado na moeda. 
No catodo da reação, onde foi ligado o polo negativo, (figura 8) os íons Cu2+ 
presentes na solução de CuSO4 foram reduzidos e aderiram à superfície da moeda, 
fazendo com que esta sofresse um ganho de massa. O local de deposição de Cu2+ acontece 
pela escolha dos polos da pilha. A reação de redução da moeda pode ser observada a 
seguir: Cu2+ + 2e- → Cu0 
Para encontrar a corrente de acordo com o ganho de massa da moeda, utilizamos 
a reação 𝛥𝑚 = 
𝑖.𝑡.𝐸𝑞
𝐹
. Sendo, Δm a variação da massa em gramas, i a intensidade da 
corrente elétrica em amperes, t o tempo em segundos (15 min = 900 s), Eq o equivalente 
eletroquímico (31.75) e F a constante de Faraday (96485 C). 
ΔM Corrente (mA) 
0,0140 47,27 
0,0061 20,60 
0,0033 11,14 
0,0193 65,17 
0,0045 15,19 
 
A variação na intensidade da corrente constatada no experimento de cada grupo 
se deve pela capacidade de cada gerador usado. Além disso, a variação de massa também 
interfere na corrente medida, de modo que quanto mais massa depositada, maior é a 
quantidade de elétrons livres, e consequentemente, maior é a corrente medida. 
Grupo M0 (g) MF (g) 
1 4,0327 4,0467 
2 3,8115 3,8176 
3 3,7856 3,7889 
 4 3,8044 3,8237 
5 3,9495 3,9540 
Figura 7-Tabela de massa das moedas. 
 
Figura 8-Composição da Eletrólise. 
 
5. Conclusão 
 
5.1 Prática 1: Pilha eletroquímica. 
Tendo em vista os aspectos estudados, percebe que se tratou do uso de reações 
químicas espontâneas para produzir eletricidade. Essa teve um papel fundamental para 
reduzir e oxidar as barras metálicas de cobre e de ferro, respectivamente. Ademais, ao 
adicionar o Fenolftaleína, o cobre passa a ficar, nitidamente, com um aspecto rosa, que 
antes era extremamente fraco e visível apenas onde se formava a hidroxila. O ferro que 
já tinha sua tonalidade azul por causa de sua oxidação teve sua coloração intensificada 
pelo Ferricianeto de Potássio e, ainda, perdeu massa por causa da oxidação. Logo, trata-
se de uma pilha eletroquímica. 
5.2 Prática 2: Redução do Cu 
A realizaçao do experimento, adicionando a soluçao de CuSO4 ao chumaço de 
palha de aço, acarretou a perda de coloraçao azulada da soluçao de sulfato de cobre apos 
sua passagem pelo aço e a apariçao da cor vermelho na palha de aço. Esses 
acontecimentos foram ocasionados devido a oxidaçao e reduçao espontaneas do ferro e 
do cobre, respectivamente. Alem disso foi notoria a liberaçao de energia após a reaçao, 
visto que havia vapor no tubo. Logo, constata-se que a reaçao ocorrida é exotermica. 
5.3 Prática 3: Eletrólise 
Após a realizaçao do procedimento foi possivel constatar que o polo negativo da 
pilha tornou-se positivo e o negativo tornou-se positivo. Ademais, a reaçao ocasionou um 
ganho de massa na moeda. Esse aumento foi definido pela densidade da corrente atraves 
da relaçao quanto maior a corrente maior a massa. A eletrolise possui varias aplicaçoes 
na atualidade podendo ser utilizada tanto na obtençao de varios elementos quimicos como 
o sodio e o aluminio como tambem na galvanoplastia. 
 
6. Referência Bibliográfica 
 
• SARDELLA. Antônio. Química (Volume Único). Edição: 2002. São Paulo. 
Editora Ática. 
• Oxidorredução. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-
quimica/oxidorreducao.htm. Acessado em: 26/06/2018. Às 17:00 horas.