Eletroquímica

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CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
Primeiro Semestre 2017 
Terceiro ano académico 
 
Fisico-Química EXPERIMENTAL 
Profº.Msc Kátia Gabriel 
 
RELATÓRIO 
Prática no.7 e 8 
 Título: Construção de um pilha e eletrólise: banho de cobre. 
Turma_EQM5-M1 
 
 
 
 
 
 
 
Luanda, Junho, 2017 
 
 
 
 
 
 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA 
Primeiro Semestre 2017 
Terceiro ano académico 
 
Fisico-Química EXPERIMENTAL 
Profº.Msc Kátia Gabriel 
 
RELATÓRIO 
Prática no.7 e 8 
 Título: Construção de um pilha e eletrólise: banho de cobre. 
Turma_EQM5-M1 
Equipa nº4 
1. Dian Dasala-20151547 
2. Mariana da Cunha-20151402 
3. Giraúl Brito-20152351 
4. Kátia Gáspar-20154315 
 
 
 
 
Luanda, Junho , 2017 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Índice 
 
DEDICATÓRIA ............................................................................................................ 2 
AGRADECIMENTO .................................................................................................... 5 
Resumo ....................................................................................................................... 6 
ABSTRACT ................................................................................................................... 7 
INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 8 
OBJECTIVOS ............................................................................................................. 10 
PROCEDIMENTOS e Metodologia ........................................................................ 11 
DISCUSSÃO E RESULTADOS .................................................................................... 13 
Banho de cobre .................................................................................................. 13 
Pilha de Daniell .................................................................................................... 14 
Pilha da Batata .................................................................................................... 18 
CONCLUSÃO ........................................................................................................... 19 
BIBLIOGRAFIA .......................................................................................................... 20 
 
 
 
 
 
 
INDICE DE FIGURAS E TABELAS 
 
 
 
Fig.1. Esquema para a pilha de batata. ............................................................ 11 
Fig.2. Esquema para a pilha de Daniell. ............................................................. 11 
Fig.3. Esquema utilizado para o banho de cobre. ........................................... 12 
Fig.4.Banho de cobre ............................................................................................ 13 
Fig.5. Depois e antes do banho de cobre. ........................................................ 14 
Fig.6. Esquema da pilha de Daniel. ..................................................................... 14 
Tab.1. Dados termodinamicos e de equilibrio quimico calculados .............. 15 
Tab.2. Tabela de E vs t. .......................................................................................... 16 
Fig.7.Gráfico de E vs t. ........................................................................................... 16 
Tab.3. Variações das massas nos 2 experimentos. ........................................... 17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
DEDICATÓRIA 
 
 
Aos nossos familiares dedicamos este trabalho, por sua capacidade de 
acreditar em nós е investir em nós. 
A todos aqueles que de alguma forma estiveram е estão próximos de nós, 
fazendo esta vida valer cada vez mais а pena. 
A professor Kátia Gabriel pela paciência nа orientação е incentivo que 
tornaram possível а conclusão deste trabalho. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
AGRADECIMENTO 
 
À Deus, dedicamos o nosso agradecimento maior, porque têm sido tudo em 
nossa vida. 
Agrademos aos nossos familiares, professores(as), amigos(as) e todos 
aqueles(as) que cruzaram em nossa vida que direta ou indiretamente 
participaram de alguma forma na construção e realização deste trabalho. 
De coração, agradecemos a todos vocês! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
Resumo 
 
A electroquimica é o ramo da química que trata do uso de reações quimicas 
espontaneas para produzir electricidade e o uso da electrecidade para forçar 
reaçoes químicas não espontaneas a acontecerem1. A medida primária em 
eletroquímica é a tensão (V) de uma célula eletroquímica. A tensão descreve as 
energias relativas dos elétrons em diferentes átomos e / ou íons. A diferença de 
energia, ou diferença de potencial, entre dois elétrons é medida em volts (joules 
/ coulomb). Os elétrons podem estar em duas extremidades de um fio, em dois 
átomos, ou no cátodo e ânodo de uma bateria com uma diferença de 
potencial. Uma reação oxidação-redução ou redox é uma reação química na 
qual um ou mais elétrons de uma molécula ou átomo são transferidos para outro. 
A termodinâmica pode prever se os elétrons prefeririam ser transferidos de uma 
espécie para outra com base na mudança de energia livre do sistema.O nosso 
trabalho teve como objectivos : compreender os principios de electrolise ,e 
aplicar os conceitos de oxi-redução . 
 
Palavras chaves: Pilha de Daniel, banho de cobre, potencial electrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
ABSTRACT 
 
Electrochemistry is the branch of chemistry that deals with the use of spontaneous 
chemical reactions to produce electricity and the use of electricity to force non-
spontaneous chemical reactions to occur1. The primary measure in 
electrochemistry is the voltage (V) of an electrochemical cell. The voltage 
describes the relative energies of the electrons in different atoms and / or ions. The 
energy difference, or potential difference, between two electrons is measured in 
volts (joules / coulomb). Electrons can be at two ends of a wire, at two atoms, or 
at the cathode and anode of a battery with a potential difference. An oxidation-
reduction or redox reaction is a chemical reaction in which one or more electrons 
of one molecule or atom are transferred to another. Thermodynamics can predict 
whether electrons would prefer to be transferred from one species to another 
based on the free energy change of the system. Our objectives were to 
understand the principles of electrolysis and apply the oxy-reduction concepts. 
 
Key words: Daniel stack, copper bath, electric potential. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
INTRODUÇÃO 
 
A electroquímica estuda as trocas químicas que produzem uma corrente 
electrica e a geração de electricidade mediante reações químicas. Sendo assim 
a electroquimica foi dividida em duas partes, a electrolise que se refere as 
reacções químicas que se podem produzir por acção de uma corrente electrica 
e a outra parte se refere a a aquelas reações químicas que geram corrente 
electrica , tal processo se leva a cabo numa celula ou pilha galvanica. 
Células electroliticas são aquelas em que a energia eléctrica proveniente 
de uma fonte externa provoca reações químicas espontaneas , gerando um 
processo chamado de electrólise, ou seja, celulas eletroliticas consistem em 
recipiente para o material de reação, dois electrodos imersos na solução e 
ligados a uma fonte decorrente contínua. 
Enquanto que as células voltaicas ou galvanicas são células electroquimicas 
onde as reações redox espontaneas produzem electricidade. As duas metades 
da reação de redução do óxido, são então separados, de modo que a 
transferencia de electroes devem ser de um circuito fechado. No nosso dia a dia 
nos deparamos com tais reações como fenomenos de ferrugem. 
A principal condição em uma reação de óxido-redução é a transferência 
de eletrões do agente redutor para o oxidante. Assim, estabeleceram-se 
potenciais relativos de oxidação e redução para os elementos, tomando como 
padrão o elétrodo padrão de hidrogénio. 
Um elétrodo padrão, é aquele no qual as concentrações das substancias 
em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso se um gás 
participar do elétrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Sendo assim , foi 
atribuído, arbitrariamente, o potencial de zero volt (V) para o elétrodo padrão 
do hidrogénio. 
H+ (aq) + e- → 
1
2
 H2(g) E° = 0,0 𝑉𝑜𝑙𝑡 
 
9 
 
Os elétrodos que perdem eletrões mais facilmente que o hidrogénio foram 
atribuídos potenciais positivos e aqueles que ganham eletrões facilmente, 
potenciais negativos. 
É possível prever a espontaneidade de reações de óxido-redução por meio 
dos valores de potenciais relativos de oxidação e redução dos elementos. 
Quando o potencial apresentar valor positivo, a reação será espontânea, 
analogamente, quando o potencial apresentar valor negativo, o sistema sofrerá 
transformação por meio da indução de corrente elétrica por uma fonte externa 
e, portanto a reação ocorrerá de não espontânea. 
Existem teorias que explicam o comportamento de soluções electroliticas. 
Uma dessas teorias é a ionização de Arrhenius. Em 1887 Arrhenius propos a teoria 
da dissociação electrofiliuca, que se baseia na ideia de que há dissossiação de 
iões quando em contacto com a água. Uma pilha fácil de interpretar é a pilha 
de Daniell que é formada pelo sistema Cu/Zn. O limão ácido segundo a teoria 
de Arrhenius possui iões H+ em meio aquoso. Portanto o suco de limão é uma 
espécie química com cargas positivas e negativas. 
 Neste caso o limão fez o papel de eletrólito,a placa de Zn se oxida porque 
Zn possui ais potencial de oxidação que o Cu e na placa de Cu ocorre a redução 
do H+ presente no eletrólito. Sendo assim as placas serão os electrodos dessa 
pilha (placa de Zn ânodo e a placa de Cu cátodo). 
 
Além disso, outro critério que pode ser utilizado pra prever a 
espontaneidade de uma reação química é por meio do cálculo da variação de 
energia livre de Gibbs. A energia livre de Gibbs, ou simplesmente energia livre, G, 
é uma função de estado termodinâmica que combina com duas funções de 
estado, entalpia e entropia. Para um processo ou reação ocorrendo a 
temperatura e pressão constante, o sinal de ∆G relaciona-se à espontaneidade 
do processo. Assim, quando ∆G for positivo, o processo é não espontâneo e 
 
10 
 
quando ∆G for negativo, o processo é espontâneo. A energia livre de Gibbis é 
representada pela seguinte equação: 
∆𝐺 = −𝑛𝐹𝐸 (𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒𝑠) (1) 
 
Onde : 
n : número de mols de electroes transferidos 
F : Constante de Faraday (96.500 coulombs) 
𝐸 : pontecial da pilha em volts 
∆𝐺:Energia livre de Gibs 
 
 
OBJECTIVOS 
 
Este trabalho tem objetivo: 
 
• Aplicar os conceitos de oxido-redução; 
• Compreender o principio da eletrolise; 
• Compreender o funcionamento de uma pilha; 
• Medir o potencial de uma pilha de Daniel; 
• Depositar leves camadas de cobre sobre peças de metal de outra 
espécie. 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
PROCEDIMENTOS E METODOLOGIA 
Pilha de batata 
 
 
 
 
 
 
Fig.1. Esquema para a pilha de batata. 
A primeira experiência consistiu na construção de uma pilha de batata em 
que dois elétrodos foram espetados sobre a mesma sem que exista contacto 
entre eles. Neste experimento usaram-se elétrodos de uma placa de zinco e uma 
de cobre, a batata serviu como a nossa ponte salina. Com o auxilio de fios 
elétricos com crocodilos nas extremidades e do voltímetro ligamos uma 
extremidade do fio de polo vermelho ao elétrodo de cobre e a outra 
extremidade ao voltímetro com outro fio, unimos o polo azul do voltímetro ao 
elétrodo de zinco. Os fios elétricos serviram de condutores, permitindo a 
passagem de uma corrente de eletrões. O voltímetro serviu para indicar a 
diferença de potencial. 
 
Pilha de Daniel 
 
Fig.2. Esquema para a pilha de Daniell. 
 
 
12 
 
Esta experiência consistiu na construção de uma pilha de Daniel em que 
começou na preparação da solução de NaCl que se depositou em uma 
mangueira tapando as extremidades com algodão servindo assim como a nossa 
ponte salina. Enchemos dois béqueres, um com solução de Cu(NO3)2 1 M e outro 
Zn(NO3)2 1M. 
Utilizando um fio condutor com crocodilos nas extremidades, unimos o 
elétrodo de zinco ao fio azul com do voltímetro. Com o outro fio, unimos o fio 
vermelho do voltímetro ao elétrodo de cobre. Mergulhamos cada uma das 
extremidades da ponte salina nas soluções de nitrato de zinco e nitrato de cobre. 
Em seguida mergulhamos o elétrodo de zinco na solução de nitrato de zinco e o 
elétrodo de cobre na solução de nitrato de cobre. 
 
Banho de cobre 
 
 
 
 
 
 
Fig.3. Esquema utilizado para o banho de cobre. 
Nesta experiência colocamos a solução de sulfato de cobre 1M em um 
béquer juntamente com algumas gotas de Ácido clorídrico para melhorar a 
eficiência do processo. Antes de iniciarmos com a nossa prática lixamos a nossa 
peça metálica para evitar possíveis interferentes, a peça foi também coberta 
com ácido clorídrico com o auxílio de um algodão. Ligamos o nosso fio azul de 
polo negativo a nossa peça metálica e a outra extremidade a Bateria, o mesmo 
aconteceu ao nosso fio vermelho polo positivo ligamos ao cobre. trabalhamos 
com uma FEM de 12 volts. 
 
 
13 
 
DISCUSSÃO E RESULTADOS 
 
Banho de cobre 
Colocamos nesta solução o tira de cobre que 
funcionou como ânodo(oxida), que é conectado 
ao pólo negativo da fonte eléctrica, na mesma 
solução colocamos o parafuso de ferro que 
funcionou como o cátodo (redução), o cátodo foi 
assim conectado ao elétrodo positivo da fonte 
eléctica util izada. 
Fig.4.Banho de cobre 
O cobre proveniente da solução de sulfato de cobre foi utilizado no 
processo de electrodeposição e os ácidos funcionaram como um electrólito 
para aumentar a condutividade da solução devido à presença de iões sulfato. 
A passagem da corrente constante ( 12 Volts) provocou a seguinte reacção. 
 Cu+2(aq) + 2e- Cu0(s) 
Onde os iões de cobre que se depositaram no parafuso foram provenientes 
tanto da redução da solução de sulfato de cobre quanto da oxidação do 
pedaço de cobre e posterior redução sobre o prego. 
Passado alguns minutos, o parafuso ficou parcialmente com a cor rosada ( 
que é caracteristica do cobre. Notamos ainda que o parafuso depois do banho 
de teve a sua massa aumentada e houve uma diminuação da massa da tira de 
zinco como se pode observar na tabela 1. Para além disso, o prego tomou a 
coloração avermelhada do cobre. Para uma melhor ilustração observe a 
imagem abaixo: 
 
 
 
 
 
14 
 
 
 
 
 
 
 
Fig.5. Depois e antes do banho de cobre. 
Pilha de Daniell 
Durante este processo a reacção que ocorreu foi uma oxiredução, que 
segue a segunte equação, onde o eletrodode Zinco é o agente redutor, e o 
eletrodo de cobre o agente oxidante. 
Cátodo-redução 
Cu+2(aq) + 2e- Cu0(s) +0,34V 
Anódo-oxidação 
Zn0(s) Zn2+ (aq) + 2e- -0,76V 
 
Fig.6. Esquema da pilha de Daniel. 
Reacção global: 
Cu+2(aq) + Zn0(s) Zn2+ (aq) + Cu0(s) +1,10V 
 
O sinal positivo indica expontaniedade da reacção directa daí que o 
processo resulta numa transformação directa da energia química em elétrica. 
Sendo que o sentido da corrente elétrica coincide com o sentido de 
movimentação dos electrões que são gerados no anódo de zinco, por possuir 
menor potencial de redução. A ponte salina evita o acúmulo de cargas em 
cada uma das semicélulas, especificamente de cargas positivas no anódo e 
cargas negativas no cátodo. Para além disso, o próprio eletrólito por migração 
dos seus próprios iões também evitam o próprio acúmulo de cargas. 
 
 
15 
 
 
Após o tempo decorrido, verificou-se que o eletródo positivo teve a sua 
massa aumentada e já o anódo de zinco teve a sua massa diminuida. Com base 
nas relações entre eletroquimica e a termodinâmica e com o equlibrío químico, 
permetiu com base nas equações abaixo estimar a energia livre de Gibs e a 
constante de equilibrio: 
∆𝐺°𝑟 = −𝑛𝐹𝐸° 𝑐𝑜𝑚 𝐹 𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝐹𝑎𝑟𝑎𝑑𝑎𝑦 = 9,6485 ∗ 104𝐶/𝑚𝑜𝑙 
E pela equação de Nerst, 𝐸 = 𝐸° −
𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄
𝑛𝐹
 onde no equilíbrio a equação toma 
a forma: 
𝑙𝑛𝐾 =
𝑛𝐹𝐸°
𝑅𝑇
;e n o número de electrões transferidos. 
Com base nessas formulas, a tabela abaixo apresenta os resultados 
calculados e os erros absoluto e percentual relativo: 
 
Tab.1. Dados termodinamicos e de equil ibrio quimico calculados 
 
∆Gr 
ͦ(KJ/mol) K Ea Erp 
Idelal -212 1,55E+37 
0,13 11,82% 
Real -187 8,03E+32 
 
 
Para além disso, construímos um gráfico de E vs t, para a a nossa pilha de 
Daniell: 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
0.7
0.75
0.8
0.85
0.9
0.95
1
0 200 400 600 800 1000 1200 1400
Fo
rç
a 
El
ec
tr
o
m
o
tr
iz
(V
)
Tempo(s)
Gráfico de Força Electromotriz vs Tempo 
Tab.2. Tabela de E vs t. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig.7.Gráfico de E vs t. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Verificou-se que o potencial da pilha diminuiu com o tempo pois a 
expontaniedade da reacção vai diminuindo a medida que os eletrões vão 
sendo arrancados do anódo de zinco e transferidos para o cátodo. 
 
 
 
 
E TEMPO 
0,95 0 
0,94 48 
0,93 65 
0,92 87 
0,91 111 
0,9 138 
0,89 175 
0,88 220 
0,87 249 
0,86 279 
0,85 309 
0,84 342 
0,83 373 
0,82 409 
0,81 448 
0,8 492 
0,79 544 
0,78 609 
0,77 1269 
 
17 
 
Daí que se o tempo tivesse sido extendido, comprovariamos que o eletrodo 
de zinco iria desaparecer e o eletrodo de cobre teria toda sua massa bastante 
incrementada pelo depósito de cobre reduzido e a solução de cobre passaria 
para incolor devido a retirada dos iões Cu2+. A tabela abaixo apresenta as 
variações das massas nos dois experimentos: 
Tab.3. Variações das massas nos 2 experimentos. 
Variação das massa dos eletrodos na 
pilha de Daniel 
Cu mi=0,975g mf=0,982g 
Zn mi=20,874g mf=20,870g 
Varição das massas dos eletrodos no 
banho de cobre 
Prego mi=2,508g mf=2,721g 
Cobre mi=1,913g mf=1,891g 
 
Os valores de erros absolutos e percentuais quanto aos valores do potencial 
padrão onde o exacto usado foi de 1,10V e o do experimento foi de 0,95V. A 
ligeira diferença que consequtivamente influenciou nos calculos adicionais foi 
devida à : 
• Dificuldade de mobilidade dos iões na temperatura de 24ºC. 
• Perda da corrente ao longo dos condutores. 
• Dificuldade de condução dos eletrões ao longo dos condutores pela 
diferença de espessura , largura e comprimento entre os mesmos. 
• Possível falha no preparo das soluções, uma vez que as concentrações 
influenciam significativamente no valor do potencial da pilha. 
• Possiveis impurezas nas placas utilizadas, fundamentalmente a de zinco. 
 
 
 
 
18 
 
Pilha da Batata 
 
Para a pilha de batata, os resultados obtidos não foram os esperados, pois 
o potencial da pilha aumentou com o tempo desde 0,83-0,86V. Tal fenómeno 
poderá ter sido causado: 
• Pela não uniformidade das placas. 
• Mau contacto entre os eletrodos e a batata. 
• Tempo de análise relativamente curto para o iníciop do dec 
rescimento do potencial. 
 
Mas maioritariamente, esse aumento tenha sido causado por um maior 
contacto de iões com sos eletrodos, assim potencializando o eletrólito da barata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
CONCLUSÃO 
 
 
Conseguimos nos familiarizar com as técnicas da eletroquímica 
nomeiadamente, os princípios aplicados em células eletroquímicas e galvanicas. 
Identificar a principal diferença entre os fenómenos que ocorrem em ambas. 
 
Para além disso conseguimos comprovar que pelas variações de massa que 
no eletrodo onde se da a redução em qualquer um dos processos(eletrólise ou 
pilha) resulta num incremento da massa do mesmo e já no eletrodo onde se da 
aoxidação, a massa é diminuída. 
 
Conseguimos com apoio do multímeto confirado no modo voltímetro 
calcular com sucesso o potencial da nossa pilha. Embora este valor tenha se 
afastado do padrão, sentimos que fomos capazes de justificar tal distinção. 
 
Conseguimos também pela eletrodeposição cobrear a nossa peça (prego). 
E confirmar a aplicação da eletrólise, sendo que a mesma se destaca na 
galvoplástia e na eletrólise da água para a produção de hidrogénio gasoso, 
sendo um combustível de elevada qualidade e fundamentalmente pouco 
poluente relativamente aos fósseis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
1 FELICIDADE, B.; CARVALHO, C.; CABRAL, J. Electroquimica. Universidade 
Federal de São João Del Rei. São João Del Rei , p. 12. 2010. 
2 FARIA, C. GAlvanozação. InfoEscola. Disponivel em: 
<http://www.infoescola.com/quimica/galvanizacao/>. Acesso em: 13 Junho 
2017. 
3 DESCONHECIDO. Electroquimica. Fisicanet. Disponivel em: 
<http://www.fisica.net/quimica/resumo23.htm>. Acesso em: 13 Junho 2017. 
4 NETTO, L..Com batatas. Feira de Ciências. Disponivel em: 
<http://www.feiradeciencias.com.br/sala12/12_23.asp>. Acesso em: 12 Junho 
2017. 
5 ATKINS, P.; JONNES, L. Princípio de Química. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 
2012.