Eletrólise , reatividade dos metais e oxirredução

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UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA QUÍMICA
 
ARIEL RODRIGUES ROCHA FRAGOSO FARIAS
LARYSSA LOREDO FRANÇA CARDEAL
RELATÓRIO 6
Reações de Oxirredução , Eletrólise e Reatividade dos metais
RIO DE JANEIRO - RJ
2018
ARIEL RODRIGUES ROCHA FRAGOSO FARIAS
LARYSSA LOREDO FRANÇA CARDEAL
RELATÓRIO 6
Reações de Oxirredução , Eletrólise e Reatividade dos metais
 
 
 Relatório sobre Reações de oxirredução,
 Eletrólise e Reatividade dos Metais , 
 apresentado na disciplina de Química 
 Experimental como parte dos requisitos 
 necessários. 
 
 
 
 Prof.: Jussara Lopes de Miranda
 Disciplina: Química Experimental
RIO DE JANEIRO - RJ
2018
LISTA DE FIGURAS
Figura 1 : Pilha................................................................................................ 04
Figura 2 : Ordem crescente de reatividade de metais ................................04
Figura 3: Bauxita .........................................................................................05
Figura 4 : Representação da produção de Alumínio.........................................06
Figura 5: H2SO4 em eletrodo de grafite .....................................................08
Figura 6 : Na2SO4 em eletrodo de cobre....................................................10
Figura 7: CuSO4 em eletrodo de grafite ......................................................10
Figura 8 : Cu(s) no cátodo de grafite.......................................................... 10
Figura 9 : CuSO4 em eletrodo de grafite......................................................11
Figura 10 : NaCl com eletrodo de grafite ................................................... 11
Figura 11: NaCl com eletrodo de cobre...................................................... 12
Figura 12 : (CH3COOH)2Pb com eletrodo de cobre...................................13
Figura 13 : Cristais de Estanho...................................................................13
Figura 14 : Al (s) em HCl ……………………………...…………………….…13
Figura 15 : Cobre metálico em HCl.............................................................14
Figura 16 : Alumínio em base.....................................................................15
Figura 17 : Zn (s) em CuSO4.......................................................................17
Figura 18 : Al2O3(s) ...................................................................................... 20
Sumário
1. Introdução ...................................................................................... 4
2. Resultados e discussão.................................................................7
 3. Conclusão....................................................................................... 21
4. Bibliografia......................................................................................22
1 .Introdução 
 Antigo como a alquimia, conhecer, dominar, manipular e transformar compostos metálicos é uma atividade que sempre despertou o interesse do ser humano. Pode-se afirmar ainda, numa análise de fatores anteriores, que a alquimia foi o conhecimento precursor da sapiência humana aos domínios mais profundos da química. [1]
 Para a manipulação de metais faz se necessário o conhecimento de diversas áreas da química , tais elas como eletrólise, oxirredução e reatividade de metais. A oxirredução são reações onde o ganho e a perda de elétrons estão envolvidos, os elementos são classificados em agentes redutores e agentes oxidantes onde os agentes redutores são os responsáveis por causar a redução e sofrem oxidação, e o mesmo vale para os agentes oxidantes. O termo oxidar tem o significado de perder elétrons, já o termo reduzir traz a ideia de ganho de elétrons. Um conceito muito importante é que a partir das reações de oxirredução á possível transformar energia química em elétrica, um exemplo claro disto são as pilhas. O que dita quem oxida e quem reduz são os potenciais de redução e oxidação , que foram calculados com base em um eletrodo de H (como potencial 0).Quanto maior o potencial de redução mais o composto tende a se reduzir e assim vice e versa.
Onde o anôdo (polo negativo) é onde ocorre a oxidação. Já o cátodo (polo positivo) é onde ocorre a redução.
Figura 1- Pilha 
 A reatividade de metais trata-se do estudo das reações que envolvem metais ou ligas metálicas, reações estas conhecidas também como reações de oxirredução, onde o aprimoramento do conhecimento se tornou mais importante que a transformação de metais em ouro. Quanto maior a reatividade menor a nobreza do metal.
Figura 2 - Ordem crescente de reatividade de metais
 A eletrólise trata-se de reações eletroquímicas onde a diferença de potencial faz-se essencial, onde apenas com a conversão de energia elétrica em energia química as reações acontecem , nela o eletrodo positivo é o anodo e o negativo é o cátodo. Como visto anteriormente os metais tem grande importância e presença na vida humana , um metal muito utilizado é o Alumínio , atualmente é empregado em milhares de produtos utilizados diariamente como: revestimento em embalagens alimentícias e de higiene pessoal (pasta de dente , caixa de leite e papel alumínio), janelas e portas , equipamentos aeronáuticos, construção civil, meios de transporte, ele tem essa ampla aplicação devido às suas propriedades, como baixa densidade, elevada resistência mecânica e à corrosão. Sendo este um elemento fundamental no dia a dia , como ele é produzido?
 Diferente de outros metais o alumínio não aparece na natureza na sua forma elementar (Aℓ(s)), apenas combinado com outros elementos como a bauxita minério que contem óxido de alumínio hidratado e impurezas.
 
 Figura 3 – Bauxita
 Em 1886, Charles M. Hall e Paul Héroult desenvolveram um método que é usado até hoje para se produzir o alumínio a partir da alumina. Esse método, que se dá por meio da eletrólise. O método envolve a extração da bauxita, e a mistura do minério com criolita (Na3AlF6) , visto que o ponto de fusão da bauxita isolada é de aproximadamente 2000°C , na mistura com a criolita o ponto de fusão chega a aproximadamente 1000°C. Logo o processo consiste em colocar a mistura fundida (logo há íons dispersos em solução) em um recipiente de ferro (ou aço) , e eletrodos de carbono mergulhados na solução .
 2 Aℓ2O3(ℓ) → 4 Aℓ3+(ℓ) + 6 O2-(ℓ)
 O recipiente de ferro funciona como cátodo e os eletrodos de carbono funcionam como anodos. Quando empregada a energia elétrica o alumínio presente em solução como Al+3 se reduz a Al0 se depositando no cátodo (recipiente de ferro) , como o ponto de fusão do alumínio é abaixo da mistura de criolita com bauxita , o alumínio metálico permanece fundido. Já nos eletrodos positivos (anodo) , há a oxidação do oxigênio em gás oxigênio reagindo com o eletrodo de carbono e liberando CO2.
 
 
Figura 4 – Representaçãoda produção de Alumínio
2. Resultados e Discussão
2.1. Reações de Oxirredução:
Pilha de Daniell:
 Analisando a tabela de potenciais de redução, podemos observar que o zinco é mais reativo que o cobre, consequentemente ele possui maior tendência de se oxidar do que o cobre. Portanto, o bastão de zinco funcionou com o eletrodo negativo, ânodo.
 Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e- 
 Os elétrons doados pelo zinco foram transferidos para o bastão de cobre e depois para a solução de CuSO4. E os íons de cobre recebem esses elétrons e sofrem redução indo de Cu 2+ para Cu 0. Funcionado como o eletrodo positivo, cátodo.
 Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s).
 Logo, somando essas duas semirreações obtemos a reação da pilha de Daniell.
Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Reação Global: Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu(s)
 A solução de CuSO4, possui uma coloração azul por causa da presença do cobre mas, ao realizarmos o experimento essa solução ficou incolor. Pois, houve uma redução do cobre, diminuindo assim a sua concentração na solução. E o cobre metálico formado se depositou no bastão de cobre. E o bastão de zinco ficou corroído, pois, o Zn0 se oxidou indo a Zn+2 que foi transferido para solução de ZnSO4. Para evitar a instabilidade devido ao excesso de cargas, o que faria a pilha parar de funcionar instantaneamente, usamos uma ponte salina para que os íons presentes na ponte salina fossem transferidos para as soluções mantendo-as neutras.
 Fazendo o calculo da ddp da pilha, encontramos o valor da voltagem que esperaríamos obter no voltímetro:
∆E0 = Ered Cu2+ - Ered Zn2+
∆E0 = + 0,34 – (- 0,76)
∆E0 = + 1,10 V
 Porém, obtivemos um valor de 1,40V. Esse erro pode se dar devido aos jacarés estarem enferrujados ou os reagentes estarem contaminados. 
Influência do meio na força do oxidante e do redutor.
 Ao alcalinarmos o dicromato a solução ficou laranja. De acordo com a reação fornecida pelo roteiro da aula, observamos que não era uma reação de redox e sim uma reação de ácido base.
 Mas, quando acidulamos a solução o dicromato ficou castanho e houve a formação de iodo. Logo, o cromo agiu com um agente oxidante e sofreu redução indo de Cr+6 para Cr+3.
Influência do meio na redução do íon permanganato.
 Em meio básico a solução passou de violeta para verde e na parede do tubo de ensaio obtivemos as cores castanhas, violeta e verde. Indicando a presença do manganês +7, +6 e +4. O que indica que o manganês se reduziu.
Propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio.
 O ferro é oxidado de +2 para +3. É o peróxido é reduzido. A solução adquiriu tonalidade preta e liberou gás oxigênio. A solução de sulfeto de ferro II é verde clara e com adição de base forma o precipitado de hidróxido de ferro III. 
 O manganês é reduzido indo de +7 para +2 e o peróxido, neste caso, é oxidado. A solução ficou incolor e liberou gás oxigênio.
Eletrólise:
Eletrólise de solução de H2SO4 1,0 mol/L.
Com o eletrodo de grafite:
 Foi observado que houve liberação de gás no cátodo e o anodo também liberou gás, mas, em pouca quantidade. É a água foi quem sofreu oxidação. 
Dissociação de H2SO4: H2SO4 → 2H+ + SO4-
Anodo: 2H2O → 4H+ + O2 + 4e-
Cátodo: 2H+ + 2e- → H2
Reação Global: 2H2O + H2SO4 → 4H+ + SO4- + O2 + 4e- + H2
 
Figura 5 - H2SO4 em eletrodo de grafite
Com o eletrodo de cobre:
 Foi observado que a solução, que antes era incolor, começa obter uma tonalidade azul no lado do anodo, mostrando assim que quem se oxidou foi o cobre. Já no cátodo observou-se a liberação do gás hidrogênio, devido a eletrolise do ácido sulfúrico. 
Dissociação de H2SO4: H2SO4 → 2H+ + SO4-
Anodo: Cu+2 + 2e- → Cu
Cátodo: 2H+ + 2e- → H2
Reação Global: Cu+2 + H2SO4 → Cu + SO4- + 4e- + H2
Eletrólise de solução de NaOH 1,0 mol/L:
Com o eletrodo de grafite:
 Houve muita liberação de gás no lado do cátodo e pouca liberação de gás no lado do anodo. Isso ocorreu, pois, a água eletrolisou, liberando hidrogênio no lado do cátodo e oxigênio no lado do anodo. Observando a tabela de potencial de redução concluímos que, no cátodo ocorre a redução do hidrogênio e no anodo ocorre a oxidação dos ânions hidroxila da base.
Dissociação de NaOH: 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎 ++𝑂𝐻 −
Anodo: 𝐻2𝑂(𝑙)→1/2𝑂2+ 2𝐻(𝑎𝑞 ) + + 2𝑒− 
Cátodo: 2H+ + 2e- → H2
Reação Global: NaOH + H2O → Na+ +OH- +H2 +1/2 O2
Com o eletrodo de cobre:
 Observou-se que no cátodo houve a liberação do gás hidrogênio, a reação é a mesma do eletrodo de grafite. E o eletrodo de cobre sofreu oxidação.
Eletrólise de solução de Na2SO4 1 mol/L:
Com eletrodo de grafite:
 Houve a liberação do gás hidrogênio no cátodo e do gás oxigênio no anodo. As moléculas da água são consumidas na eletrólise.
Dissociação do Na2SO4: Na2SO4 → 2Na1+ + SO42-
Auto-ionização da água: 2H2O → 2H1+ + 2 OH1-
Anodo: 2OH1- → H2O + 1/2 O2 + 2 e-
Cátodo: 2H1+ + 2 e- → H2
Reação global: H2O + Na2SO4 → H2 + 1/2 O2 + 2 Na1+ + SO42-
Com o eletrodo de cobre:
 Foi observado que o cobre oxidou indo a Cu2+ deixando a solução com uma tonalidade azulada, no lado do anodo. E como mostrado na reação acima, o hidrogênio é reduzido.
 
Figura 6 - Na2SO4 em eletrodo de cobre
Eletrólise de solução de CuSO4 a0,5 mol/L:
Com eletrodo de grafite:
 Foi observado que hove a liberação do gás oxigênio, no lado do anodo, e no lado do catoto, houve o deposito de cobre metálico sobre o eletrodo, pois, o cobre se reduziu indo de Cu+2 para Cu0, diminuindo sua concentração na solução, consequentemente, deixando a mais clara.
Dissociação do CuSO4: CuSO4 → Cu2+ + SO42-
Auto-ionização da água: 2H2O → 2H1+ + 2 OH1-
Anodo: 2OH1- → H2O + 1/2 O2 + 2 e-
Cátodo: Cu2+ + 2 e- → Cu
Reação global: H2O + CuSO4 → 2 H1+ + 1/2 O2 + Cu + SO42-
 
Figura 7- CuSO4 em eletrodo de grafite Figura 8 – Cu(s) no cátodo de grafite
Com o eletrodo de cobre:
 Houve deposição do cobre metálico no catodo, pois, o cobre se reduziu indo de Cu+2 para Cu0. E o anodo oxidou mais cobre que foi depositado na solução. 
 
Figura 9 – CuSO4 em eletrodo de grafite
Eletrólise de solução de NaCl 1,0 mol/L:
Com eletrodo de grafite:
 Foi observada a liberação de gás cloro no anodo e no cátodo a liberação de gás hidrogênio. Também foi observado que no lado do polo negativo a solução era de cor rosa, indicando a presença de NaOH, e do outro lado a solução tinha um tom amarelado indicando a presença de cloro.
Dissociação do NaCl: 2NaCl- → 2Na+ + 2Cl-
Auto-ionização da água: 2H2O → 2H1+ + 2 OH1-
Anodo: 2Cl- → Cl2 + 2e-
Cátodo: 2H+ + 2e- → H2
Reação global: 2NaCl + 2H2O → 2Na+ + H2 + 2OH- + Cl2
 
Figura 10 – NaCl com eletrodo de grafite
Com eletrodo de cobre:
 Houve a liberação do gás hidrogênio no lado do cátodo, seguindo a reação anterior e no lado do anodo houve a formação do cloreto.
 
Figura 11 - NaCl com eletrodo de cobre
Eletrólise de solução saturada de (CH3COOH)2Pb com eletrodo de cobre:
 No cátodo o chumbo é reduzindo indo de Pb+2 para Pb0, e no anodo o cobre é oxidado. Observou-se a deposição de cristais de chumbos sobre o lado do polo negativo.
Auto-ionização da água: 2H2O → 2H+ + 2 OH1-
Anodo: Cu0 Cu2+ + 2e- 
Cátodo: Pb2+ + 2e- Pb
Reação global: Pb2+ + 2H2O PbO2 + 4H+ + 2e-
 
Figura 12 - (CH3COOH)2Pb com eletrodo de cobre
Eletrólise de solução de SnCl2 com grafite: 
 Foi observado a formação de cristais de estanho sob o eletrodo de polo negativo. Isso aconteceu, pois, o estanho se reduziu é foi atraído pelo cátodo e a água se oxidou.
 
Figura 13 – Cristais de Estanho
 2.3 Reatividade dos Metais
ΔE0 > 0, reação espontânea, e 
ΔE 0< 0 , reação não espontânea
Reações de metais com ácidos
Em 5 tubos de ensaio foram adicionados HCl e em cada tubo foi adicionado:
 - Alumínio : Ao adicionar alumínio metálico no tubo de ensaio , foi possível observar a formação de pequenas bolhas que se caracterizavam como gás hidrogênio.
 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) ∆E° = +1,66V
 Al Al+3 + 3 elétrons
 2H+ + 2 elétrons H2
 2 Al0 + 6 H+ 2 AlCl3 + 3 H2 (g)
Teoricamente como o Alumínio é um metal anfótero ele reage tanto com bases como com ácidos, experimentalmente não foi possível observar a formação do sal Cloreto de alumínio , devido a uma possível baixa concentração de ácido clorídrico.
 
Figura 14 – Al (s) em HCl
- Magnésio : Ao adicionar magnésio metálico no tubo de ensaio, foi possível observar a formação de bolhas e a solução passou de incolor para branca . A presença de bolhas é devido a formação de gás hidrogênio e a turvação da solução mostra a presença de Cloreto de magnésio, um sal branco.
 Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) ∆E° = +2,37 V 
 Mg (s) Mg+2 + 2 elétrons
 2H+ + 2 elétrons H2
 Mg 0 + 2 H+ MgCl2 + H2 (g)
Nesta reação o Hidrogênio se reduz a gás hidrogênio e o magnésio se oxida a cloreto de magnésio.
- Zinco : Ao adicionar zinco metálico no tubo de ensaio, foi possível observar uma efervescência , onde havia a presença de formação de gás hidrogênio e a solução passou de incolor para branca .
 Zn +  2HCl  →  ZnCl2  +  H2 ∆E° = +0,76 V
 Zn (s) Zn +2 + 2 elétrons
 2H+ + 2 elétrons H2
 Zn 0 + 2 H+ ZnCl2 + H2 (g)
Onde o zinco sofre oxidação e o hidrogênio sofre redução.
- Cobre : Ao adicionar o cobre metálico no tubo de ensaio não houve reação , já que o cobre tem um alto potencial de redução e como se apresenta em solução como Cu0 não é possível a reação entre o ácido clorídrico e o cobre.
 Cu(s) + 2 HCl(aq) → H2(g) + CuCl2 ∆E° = -0,34 V
 
 
Figura 15 - Cobre metálico em HCl
- Ferro : Ao adicionar ferro metálico na solução de ácido clorídrico , houve a formação de bolhas e um precipitado marrom claro. A presença de bolhas é devido a formação do gás hidrogênio através da redução do 2H+ em H2 , e a solução marrom é devido a oxidação do ferro metálico em cloreto de ferro III .
 2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3(aq) + 3 H2(g) ∆E° = +0,44 V
 Fe (s) Fe +3 + 3 elétrons
 2H+ + 2 elétrons H2
 2 Fe 0 + 6 H+ 2 FeCl3 + 3 H2 (g)
Ordem de reatividade em ácidos:
 Cu < Zn < Al < Mg
Reações de metais com bases:
- Alumínio : Ao adicionar o alumínio metálico na solução com NaOH , houve a formação de uma solução branca e liberação de pequenas bolhas. 
 2 NaOH + 2 Al + 6 H2O → 2 Na+ + 2 [Al(OH)4 - ] + 3 H2
 Al0 Al+3 + 3 elétrons 
 6H+ + 2 elétrons 3H2
 2 Al0 + 6 H+ + 8OH- 2 [Al(OH)4] + 3 H2 (g) ) ∆E° = +1,66 V
 ou 2 NaAlO2(aq)
O alumínio por ser tão oxidante, ao entrar em contato com o ar forma uma camada de Al2O3 (uniforme) e não deixa o metal se oxidar, quando o alumínio entra em contato com a base, ocorrerá a remoção da fina camada de óxido presente na superfície do alumínio, permitindo que ocorra uma reação no meio aquoso, com a liberação de gás hidrogênio. Permitindo assim que o hidrogênio se reduza a gás hidrogênio.
 
Figura 16 - Alumínio em base
- Zinco : Ao adicionar o alumínio metálico na solução com NaOH, houve a liberação de gás hidrogênio já que ele se reduziu e a formação de zincato de sódio (sal), a partir da oxidação do zinco metálico.
 Zn(s) + 2 NaOH(aq)  → 2 NaZnO2(aq) + H2(g)
 Zn (s) Zn +2 + 2 elétrons
 2H+ + 2 elétrons H2
 Zn 0 + 2 H+ 2Na ZnO2 + H2 (g) ∆E° = +0,76 V
Reações entre metais:
- Ao adicionar sulfato de cobre e chumbo metálico , não houve a presença de reação um dos motivos pode ser a baixa concentração de cobre em solução ou a falta de fragmentação do chumbo.
 Pb+2(aq) + Cu → Pb + Cu+2(aq) ∆E° = -0,47 V
Teoricamente devido ao potenciais de redução , o cobre por ter um potencial de redução igual a +0,34 deveria se reduzir a cobre metálico formando uma fina camada avermelhada sobre o chumbo , deixando assim a solução de sulfato de cobre antes azul agora um azul mais claro. E o chumbo por sua vez por ter um potencial de oxidação 0,13 deveria se oxidar a Pb+2 .
 Cu+2 + 2 elétrons Cu0 Ered = +0,34
 Pb Pb+2 + 2 elétrons Eoxi = +0,13
 Cu +2 + Pb Cu0 + Pb+2 ∆E° = +0,47 V
- Ao adicionar acetato de chumbo em cobre metálico não houve reação , já que o cobre tem tendência a se reduzir (de acordo com os potenciais de redução) e como ele está presente em solução como Cu0 isto não é possível.
Pb+2(aq) + Cu → Pb + Cu+2(aq) ∆E° = -0,47 V
- Ao adicionar em um tubo uma solução de sulfato de cobre e adicionar zinco metálico, foi possível observar a formação de um precipitado preto sobre o pedaço de zinco. De acordo com os potenciais de redução , o cobre tem tendência a se reduzir e o zinco a se oxidar, e isso é observado no experimento. O precipitado sobre a placa de zinco é o Cu0 sendo depositado.
 Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
 Cu+2 + 2 elétrons Cu0 Ered = +0,34
 Zn Zn+2 + 2 elétrons Eoxi = + 0,76
 Cu+2 + Zn Zn+2 + Cu0 ∆E° = +1,10 V
 
 Figura 17 – Zn (s) em CuSO4
- Ao adicionar cobre metálico na solução de sulfato de zinco, não houve reação .Como visto anteriormente o cobre tem tendência a se reduzir e o zinco a se oxidar e como o Cu já está na forma metálico e o zinco na forma Zn+2 não é possível ocorrer reação.
Zn+2(aq) + Cu → Zn + Cu+2(aq) ∆E° = -1,10V
- Ao adicionar em um tubo de ensaio acetato de chumbo e um pedaço de zinco metálico , houve o depósito de chumbo metálico sobre o pedaço de zinco e a oxidação do zinco em Zn+2 .
 Pb+2(aq) + Zn → Pb + Zn+2(aq) ∆E° = +0,63 V
 Pb+2 + 2 elétrons Pb(s) Ered = +0,13
 Zn (s) Zn +2 + 2 elétrons Eoxi = + 0,76
 Pb+2 + Zn0Zn+2 + Pb0 
- Ao adicionar sulfato de zinco e um pedaço de chumbo metálico , não houve reação visto que de acordo com os potenciais a reação a seguir não é espontânea.
 Zn+2(aq) + Pb → Zn + Pb+2(aq) ∆E° = -0,63 V
 
Reações entre um metal e diferentes ácidos:
Apenas nos ensaios onde foi utilizado ácido concentrado é que houve atividade.
- Ferro: Quanto mais ácido o ambiente (maior concentração de íons H+), maior a velocidade de oxidação das estruturas metálicas. Foram colocado, em dois tubos de ensaio, 3 raspas de ferro metálico, junto com 2,0 mL de ácido. Em seguida, querendo verificar a presença de Fe2+ ou Fe3+ nas soluções resultantes, foi adicionado algumas gotas ferricianeto de potássio e tiocianato de potássio, um em cada tubo. Este experimento foi realizado utilizando quatro ácidos de diferentes concentrações. 
Coloração das soluções nos determinados indicadores:
 
Em ácidos concentrados:
 Fe(s) + H2SO4(c) H2S (g) + Fe+2(s)
 Fe(s) + HCl(c) Cl2 (g) + Fe+3(s)
Em ácidos concentrados os produtos são diferentes , devido a maior concentração de íons H+ em solução.
Em ácidos diluídos:
 Fe(s) + H2SO4(d) H2 (g) + Fe+2(aq) + SO4-2(aq)
 Fe(s) + HCl(d) Cl – (aq) + Fe+2(aq) + H2(g)
Em ácidos diluídos o produto é o mesmo , já que há menor concentração de H+ em solução.
- Alumínio metálico : Conclui-se então que as reações obtidas têm o mesmo potencial. Isto se dá pelo fato de que o pontencial está ligado às espécies oxidantes e redutoras, que são as mesmas em todos os casos. Sendo assim, porque a reação com os ácidos em concentração padrão de 1 mol/L não ocorreu? Tal fato se deve a camada apassivadora formada pelo óxido de alumínio discutida no experimento 2. Os ácidos diluídos não conseguem penetrar a barreira apassivadora, não reagindo com o alumínio.
1- H2SO4(c)
Al 0 Al+3 + 3 elétrons
6H+ + 6 elétrons 3 H2(g)
 2 Al(s) + 3 H2SO4(c) 3 H2(g) + Al2(SO4)3 ∆E° = +1,66V
2- HNO3(c)
Al 0 Al+3 + 3 elétrons
3H+ + 3 elétrons 3 H2(g)
 Al(s) + 3 HNO3(c) 3/2 H2(g) + Al(NO3)3 ∆E° = +1,66V
3- HCl(c)
Al 0 Al+3 + 3 elétrons
3H+ + 3 elétrons 3 H2(g)
 Al(s) + 3 HCl(c) 3/2 H2(g) + AlCl3 ∆E° = +1,66V
Reações em alumínio almagamado:
 Ao colocar 4 pedaços de folha de alumínio em uma fina camada de cloreto de mercúrio II, e colocar para aquecer até ebulição e depois lavar exaustivamente , houve a formação do alumínio almagamado Al(Hg)(s) . Os pedaços foram colocados em um vidro relógio e em um foi adicionado água , no outro sulfato de cobre , no terceiro acetato de chumbo e o quarto foi exposto ao O2 atmosférico. Para compreensão dos seguintes experimentos , é necessário saber que ao produzir o alumínio almagamado, o mercúrio reage com o alumínio e expõe o alumínio, retirando pequenos fragmentos da camada de passivação vista anteriormente que é formada por Al2O3 onde essa camada é responsável por não deixar o alumínio metálico se oxidar.
- No alumínio almagamado em que foi adicionado água , houve a formação de bolhas na superfície do metal , indicando a formação de gás hidrogênio.
 Hg(Al) + 6 H2O → Al2O3.3H2O + H2 + Hg
O primeiro passo é a corrosão física, seguida pela oxidação eletroquímica do Al0 e a redução da água. Esta reação produz alumina hidratada, gás hidrogênio e Hg0 livre.
- No alumínio almagamado em que foi adicionado sulfato de cobre , houve a formação de um precipitado avermelhado sobre o metal e a solução se sulfato que antes era azul ficou acinzentada. Onde o cobre se reduziu a Cu0 e o alumínio se oxidou a Al+3 devido aos potenciais de redução. 
 Al 0 Al+3 + 3 elétrons
 Cu +2 +2 elétrons Cu0
 2 Al(s) + 3 Cu+2(aq) 2 Al+3(aq) + 3 Cu(s) ∆E° = +1,81
- No alumínio almagamado em que foi adicionado acetato de chumbo , houve a formação de chumbo metálico na superfície do alumínio. Onde o chumbo se reduziu a Pb0 e o alumínio se oxidou a Al+3 devido aos potenciais de redução. 
 Al 0 Al+3 + 3 elétrons
 Pb+2 + 2 elétrons Pb(s) 
 2 Al(s) + 3 Pb+2(aq) 2 Al+3(aq) + 3 Pb(s) ∆E° = +1,53V
- No alumínio almagamdo exposto ao oxigênio atmosférico, houve a formação dos “Cabelos”, quando o mercúrio reage com o alumínio e forma o alumínio almagamado , ele expõe o alumínio porém não uniformemente apenas alguns pontos do metal são expostos. Ao entrar em contato com o oxigênio o Al2O3(s) é formado , porém só é formado nos pontos onde o alumínio foi exposto , por isso o óxido cresce de forma desordenada formando o aspecto de cabelo.
 2 Al(s) + 3/2 02(g) Al2O3(s)
 
Figuras 18 - Al2O3(s)
 
3. Conclusão
 Através dessas práticas podemos observar a capacidade de alguns elementos de se oxidar e reduzir de acordo com a sua reatividade, fazendo uma comparação entre esses elementos de acordo com a tabela de potencial de redução. Também concluímos que a eletrólise é um processo espontâneo de descarga de íons, baseado na conversão de energia elétrica em energia química. Foi observado também que no eletrodo de grafite a eletrolise ocorreu na solução, e no eletrodo de cobre a eletrolise ocorreu no eletrodo, pois, o cobre sofre oxidação ou redução.
4. Referências bibliográficas
[1] ALFONSO-GOLDFARB, Ana Maria. Da alquimia à química: um estudo sobre a passagem do pensamento mágico-vitalista ao mecanicismo. Landy, 2001.
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9ª Edição. 2005
DAVIS, Joseph R. (ed.). Corrosion of aluminum and aluminum alloys. Asm International, 1999.
RUSSEL, J. B. Química geral, 2.ed., volume 1. Editora Makron Books, São Paulo – SP , 1994.