Relatório DPI - Eletroquímica

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Introdução de processos químicos e bioquímicos 
Departamento de Processos Inorgânicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório da prática 
Eletroquímica 
Professor: Robinson Luciano Manfro 
 
 
 
 
 
 
Lorena Dalmaso 
Maria Beatriz Figueiredo Ribeiro 
Antonio Emerson Costa Santos 
 
 
 
 
 
 
Rio de Janeiro, 8 de novembro de 2018. 
 
 
 
 
I. INTRODUÇÃO 
A eletroquímica é a parte da química que retrata o uso de reações químicas 
espontâneas a fim de gerar eletricidade e do uso dela para forçar as reações 
químicas não espontâneas a acontecerem. O principal tipo de reações químicas 
nesse processo são as conhecidas como redox, em que há transferência de 
elétrons de uma espécie química para outra, modificando o número de oxidação dos 
elementos. A oxidação é a remoção de elétrons de uma espécie, enquanto a 
redução é a adição de elétrons a uma espécie. 
As reações de redução e oxidação responsáveis pela reação global em uma 
célula eletroquímica ocorrem espacialmente separadas. A oxidação acontece em 
um compartimento eletrônico e a redução em outro. Conforme a reação avança, os 
elétrons liberados na oxidação em um eletrodo movem-se através do circuito 
externo e entram na célula através do outro eletrodo. Neste eletrodo eles propiciam 
a redução. O eletrodo onde a oxidação ocorre é chamado de anodo; o eletrodo em 
que a redução ocorre é chamado de catodo. 
As células galvânica e eletrolítica são as principais aplicações da 
eletroquímica, que serão melhor exemplificadas a seguir. 
 
Células Galvânicas 
Uma pilha galvânica é uma célula eletroquímica que gera eletricidade como 
resultado de reações espontâneas. No catodo há uma espécie química com maior 
potencial de redução padrão, e no anodo uma espécie com menor potencial de 
redução padrão. Com isso, acontecerá redução do eletrodo catódico e oxidação no 
eletrodo anódico. Os elétrons liberados na oxidação se deslocam pelo circuito 
externo até o eletrodo catódico, onde ocorrerá a redução. Na solução eletrolítica, há 
liberação de íons em ambos processos, que podem ser neutralizados com a 
utilização de uma ponte salina. 
 
Células Eletrolíticas 
Na célula eletrolítica ocorre a eletrólise, que é um processo não espontâneo. 
O arranjo dos componentes nessas células é diferente do arranjo da célula 
galvânica. Geralmente os dois eletrodos estão no mesmo compartimento, existe 
apenas um tipo de eletrólito, as concentrações e pressões não estão próximas das 
condições padrão. 
Semelhante a uma célula galvânica, a oxidação ocorre no anodo e redução 
no catodo. Os elétrons vão do anodo para o catodo pelo circuito externo, os cátions 
movem-se através do eletrólito na direção do catodo, e, os ânions, na direção do 
anodo. Porém, é necessário fornecer corrente de uma fonte elétrica externa para 
que a reação ocorra. O objetivo é forçar a oxidação em um eletrodo e a redução no 
outro. 
 
 
 
 
 
 
II. OBJETIVOS 
● Construção de uma pilha eletroquímica 
● Observar a redução do Cobre 
● Observar os efeitos da eletrólise 
 
 
III. MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Experimento 01​​:​ Pilha Eletroquímica 
Materiais: 
● Proveta/tubo de ensaio 
● Barra de cobre 
● Barra de ferro 
● 2 fios com jacaré 
● Solução 3% (m/m) de NaCl 
● Fenolftaleína 
● Ferricianeto de potássi​o 
 
Procedimento: 
Em um tubo de ensaio, foi colocada a solução de NaCl, preenchendo pouco 
mais da metade de seu volume e, em seguida, adicionou-se cinco gotas de 
fenolftaleína e duas gotas de ferricianeto de potássio. Através de buracos 
localizados na tampa de plástico do tubo, foram inseridas uma barra de cobre e uma 
barra de ferro, anteriormente limpas com uma lixa. Com o auxílio de um fio provido 
de jacarés nas pontas, as duas barras metálicas foram ligadas. 
 
Experimento 02:​​ ​Redução do Cobre 
Materiais: 
● Proveta 
● Chumaço de palha de aço 
● Ferricianeto de potássio 
● Solução de CuSO​4 
 
Procedimento: 
Em uma proveta, foi introduzido um chumaço de palha de aço, tomando-se o 
cuidado de deixar uma ponta para que ele pudesse ser retirado posteriormente. A 
solução de CuSO​4 foi adicionada, atravessando a palha de aço. Ao final dessa 
experiência, foi adicionado ferricianeto de potássio a proveta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimento 03:​​ ​Eletrólise 
Materiais: 
● Béquer 
● Barra de cobre 
● Moeda 
● Pilha 
● 2 fios (com jacaré) 
● Solução de CuSO​4 
 
Procedimento: 
Inicialmente, realizou-se a limpeza mecânica da barra de cobre e da moeda 
com uma lixa. Feito isso, a moeda foi pesada e a solução de CuSO​4​ foi colocada no 
béquer. Após ligar, com o auxílio de dois fios providos de jacaré, a barra e a moeda, 
respectivamente, nos polos positivo e negativo da pilha, elas foram introduzidas ao 
béquer. Após 10 minutos mergulhada na solução, fez-se a secagem e pesagem da 
moeda. 
 
 IV. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Experimento 01: Pilha Eletroquímica 
 ​Inicialmente foi preparada uma solução 3% (m/m) de NaCl com fenolftaleína 
e ferricianeto de potássio. Então foi colocado, através de um buraco na tampa, a 
barra de ferro na solução. Houve a formação de uma coloração rosa na região 
superior da barra, e azul na região inferior. Isso ocorre devido reações de 
oxirredução entre o metal e a solução, que podem ser observadas na tabela abaixo. 
 
Reações de oxirredução 
semi reação de oxidação/anódica: Fe​(s)​→ Fe​2+​(aq)​+ 2e​- 
semi reação de redução/catódica: H​2​O​(l)​ + ½​ O​2(aq)​ + ​2e​-​ → 2OH​-​(aq) 
Tabela 1: reações de oxirredução observadas 
 
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 superior 
da barra fica rosa pois nesse compartimento eletroquímico acontece a reação de 
redução, que libera hidroxilas e aumenta o pH da solução. Já a coloração azul é 
explicada pela formação de íons ​Fe​2+​ na presença de ferricianeto de potássio. 
Nesse experimento foi constatado que é possível um único eletrodo conter 
um compartimento catódico e outro anódico. 
 
 
 
 
 
Ao fim dessa etapa, a barra de cobre foi inserida junto a de ferro na solução, 
conectadas com auxílio dos fios com jacaré. Houve a formação de uma pilha 
eletroquímica que funciona através de reações de oxirredução as quais acontecem 
espontaneamente produzindo um fluxo de elétrons, onde uma parte do sistema os 
doa (oxida) e a outra os recebe (reduz). 
Uma pilha fácil de ser construída e que permite a observação do fenômeno 
descrito é a formada pelo sistema Fe/Cu. Quando esses materiais são postos em 
contato elétrico as reações que se processam são a redução do cobre e a oxidação 
do ferro ​​pois surge uma diferença de potencial (d.d.p.) entre dois eletrodos e há 
produção de corrente com uma determinada intensidade. Para estabelecer essa 
corrente é necessário um circuito fechado com um fio para unir os condutores e 
permitir a passagem da corrente elétrica (conhecida como jacaré). 
Ao observarmos as semi-reações de redução ocorrida no processo, é possível 
identificar o agente oxidante e o agente redutordo experimento. 
 
Semi-reações de redução E(v) 
 Fe​(s)​→ Fe​2+​(aq)​+ 2e​- -0,44 
Cu​2+​(aq) ​+ 2e​-​ → Cu​(s) +0,34 
Tabela 2: Reações de redução observadas 
 
​O Ferro será o anodo, oxidando-se e perdendo elétrons, que migram para o 
catodo, que por sua vez é reduzido, como no caso do Cobre. Essa conclusão é 
obtida a partir dos potenciais padrões de redução. Como o cobre é positivo, tem-se 
que ele é o agente oxidante, fazendo com que o ferro seja o agente redutor. O 
anodo (Ferro) sofrerá desgaste, formando 
ferrugem no fundo do recipiente. 
Devido a adição dos indicadores fenolftaleína 
e ferricianeto de potássio, é possível analisar o 
processo corrosivo. 
A fenolftaleína, que é um indicador de área 
catódica, apresenta coloração rosa em meio 
básico e, portanto, deixa a coloração 
característica próxima a barra de cobre. 
Já na barra de ferro, nota-se uma região azul 
(área anódica), indicando a formação de íons Fe​2+ 
devido a presença de ferricianeto de potássio. 
Percebe-se também que há uma perda de massa 
da barra em consequência da degradação 
causada pela reação de oxidação. 
 
 
 
Figura 1: Resultado observado na formação da pilha 
 
 
 
A partir dos potenciais padrão de redução dados também é possível calcular 
o potencial da pilha usando a seguinte fórmula E ​REDmaior ​- E​REDmenor. ​Visto EΔ = 
isso, foi encontrada a ddp de 0,78V. 
 
Experimento 02: Redução do Cobre 
Neste experimento foi analisado a reação de dupla-troca entre o cobre e o 
ferro, por meio de uma reação de oxirredução. Foi colocada a uma proveta um 
chumaço de aço (Ferro + Carbono) e adicionada uma solução de CuSO4, gerando a 
seguinte reação: 
CuSO​4​(aq)​ + Fe​(s) ​ ​→​ FeSO​4​(aq)​ + Cu​(s) 
 
Após a adição de CuSO​4(aq)​, que ocorreu de forma espontânea (reação 
galvânica) devido ao potencial de redução de cobre ser maior do que o de ferro, foi 
possível observar a formação de regiões avermelhadas (Figura 2). Essa reação 
também é exotérmica visto que é espontânea e possui energia livre de Gibbs 
negativa. Esse fato é comprovado pela retenção de vapor nos locais que houve 
interação da solução com a palha de aço. 
A solução CuSO​4 era de coloração azul e após passar pelo chumaço de aço 
tornou-se amarelada no fundo da proveta. Isso deve-se ao fato do ferro ser oxidado 
e substituir o cobre que estava em solução aquosa. 
Depois disso, a solução amarelada depositada na proveta foi transferida para a 
proveta do experimento 1, solução em que havia o indicador ferricianeto de 
potássio. Instantaneamente, a solução adquiriu uma cor de azul muito escura 
(Figura 3), reafirmando a presença de íons ferro em solução. 
 
 
Figura 2: Oxidação do ferro​ ​Figura 3: Coloração azul registrada 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimento 03: Eletrólise 
Após lixar a barra de cobre e a 
moeda, elas foram introduzidas em um 
béquer com solução de CuSO ​4​. Ambas 
foram conectados em uma pilha com o 
auxílio de fios e jacarés. A barra de cobre foi 
colocada no polo positivo da pilha e atua 
como compartimento anódico, já que irá 
oxidar e perder massa; a moeda foi 
colocada no polo negativo da pilha e atua 
como compartimento catódico, pois irá 
reduzir e ganhar massa. 
 
 ​Figura 3: Célula eletroquímica 
 
Após a montagem da célula eletrolítica, o sistema foi deixado em repouso 
durante 10 minutos para posterior análise dos resultados. 
 
Semi-reações de oxirredução 
Semi-reação de oxidação/anódica: Cu​(s)​ ​→​ Cu​+2​(aq)​ + 2e​- 
Semi-reação de redução/catódica: Cu​+2​(aq)​ + 2e​-​ ​→ Cu​(s) 
Tabela 3: Reações observadas no processo de eletrólise 
 
Como citado anteriormente, o cobre tem potencial padrão de redução igual a 
+0,34V. Isso significa que em uma reação de oxirredução, esse elemento irá reduzir. 
Porém, é possível forçar o acontecimento da oxidação quando há um fornecimento 
externo de energia (como a pilha). Esse processo é conhecido como eletrólise. 
Nesse caso específico, é explorado uma de suas aplicações, conhecida como 
eletrodeposição. 
Dando sequência ao experimento, todas as moedas utilizadas pelas 5 
equipes foram pesadas antes e depois do processo de eletrólise. Foram obtidos os 
seguintes dados: 
 
Equipes Massa inicial (g) Massa final (g) 
1 3,7230 3,7326 
2 3,8754 3,8818 
3 3,7173 3,7226 
4 3,8883 3,8889 
5 3,9870 3,9880 
Tabela 4: massa das moedas antes e depois do processo eletrolítico 
 
 
A partir da análise da tabela acima é possível afirmar que processo de 
eletrólise (eletrodeposição) realmente ocorreu. Observa-se que a moeda aumentou 
de massa em todos os casos. Isso significa que a barra de cobre foi 
corroída/oxidada liberando elétrons que se juntam ao Cu​+2 e se depositam na 
moeda formando cobre metálico. 
Após a construção da célula eletrolítica e a análise de ganho de massa da 
moeda, foi calculado a corrente gerada pela pilha, que força o acontecimento da 
eletrólise. A seguinte fórmula foi utilizada: 
➔ Em que: 
: variação da massa da moeda antesm Δ 
e depois do experimento em gramas 
 ​i:​​ intensidade da corrente em ampérem Δ = F
i × t × E
 
 ​t:​​ tempo do experimento em segundos 
E:​​ equivalente eletroquímico do cobre 
F: ​​constante de Faraday 
 
 Foram encontrados os seguintes resultados: 
 
Equipes (mg)m Δ Corrente (mA) 
1 9,6 48,6 
2 6,4 32,4 
3 5,3 26,8 
4 0,6 3,03 
5 1 5,06 
 Tabela 5: intensidade de corrente encontrada 
 
Nota-se, a partir das informações da tabela, que é necessário ceder corrente 
elétrica para que a eletrólise ocorra. Também é possível perceber que quanto maior 
a variação de massa, maior a intensidade da corrente gerada. 
 
 
 
 
 
 
 
V. CONCLUSÃO 
As experiências laboratoriais foram realizadas com sucesso, uma vez que foi 
observado, através dos indicadores e cálculos teóricos, a eficiência das reações de 
oxirredução. Sua prática é crucial, pois propicia amplo aprendizado sobre os 
processos eletroquímicos e a construção das suas teorias, que, atualmente, são 
utilizadas em escala industrial e cotidiana e tem extrema importância. Conclui-se, 
assim, que os experimentos atingiram o seu objetivo de estudar os processos 
eletroquímicos, a montagem e a operação de uma pilha eletroquímica e um 
dispositivo de eletrólise simples. 
 
VI. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. P. W. Atkins. ​​ ​Princípios De Química - Questionando A Vida Moderna E O 
Meio Ambiente, 3ª edição, 2006​. 
2. P. W. Atkins. ​​ ​Físico-Química, 7ª edição, 2002.