apostila do laboratorio de química aplicada (1) (1)

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APOSTILA DO 
LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA APLICADA À 
ENGENHARIA 
Versão 2012 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2012 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS 
1 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
 
Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
AULA 01: Normas, Condutas e Segurança no Laboratório de Química Aplicada à Engenharia .... 2 
AULA 02: Experimento 01: Reações de Oxirredução .................................................................... 5 
AULA 03: Experimento 02: Determinação do Cloro em Produtos Domésticos por Titulometria 
de Oxirredução ............................................................................................................................ 12 
AULA 04: Experimento 03: Pilhas ou Células Galvânicas ............................................................. 16 
AULA 05: Experimento 04: Eletrodeposição do Níquel ................... Erro! Indicador não definido. 
AULA 06: Experimento 05: Eletrólise ........................................................................................... 28 
AULA 07: Experimento 06: Corrosão I - Tipo de Corrosão .......................................................... 33 
AULA 08: Experimento 07: Corrosão II – Corrosão em Latas de Aço .......................................... 40 
AULA 09: Experimento 08: Corrosão III - Influência do Meio Eletrolítico ................................... 43 
AULA 10: Experimento 09: Corrosão IV – Proteção Catódica ..................................................... 48 
AULA 11: Experimento 10: Estrutura dos Materiais .................................................................... 55 
AULA 12: Experimento 11: Polímeros – Produção do Polímero Ureia-Formaldeído .................. 58 
AULA 13: Experimento 12: Polímeros – Produção do Isopor utilizando Poliestireno ................. 63 
AULA 14: Experimento 13: Polímeros – Produção de Poliuretano ............................................. 66 
AULA 15: Experimento 14: Polímeros – Identiificação de Polímeros Sintéticos ......................... 70 
Modelo de Relatório e Caderno do Laboratório ......................................................................... 79 
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ANEXO A: Comprovante de Entrega do Caderno de Laboratório ou Relatório............78 
ANEXO B: Tabela de Potenciais de Redução em meio aquoso a 25 °C........................79 
ANEXO C: Tabela Periódica..........................................................................................80 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 01 
NORMAS, CONDUTAS E SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA APLICADA À ENGENHARIA 
 
Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, 
inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa pela 
obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser observadas 
e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de Laboratório de Química 
Aplicada à Engenharia: 
 
- O prazo de TOLERÂNCIA para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse 
prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor fará uma 
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explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação à segurança 
dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessa discussão irá atrasar seus 
colegas e até colocar em risco a sua segurança. 
 
- É proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as aulas. Usar de preferência uma calça 
e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que uma calça e sapatos fechados 
protegem a pele de eventuais contatos com reagentes danosos. 
 
- O uso de BATA é OBRIGATÓRIO durante a aula prática. A bata é um equipamento de 
proteção individual indispensável ao experimentador. 
 
- Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se concentrar na 
realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a experimentação exige atenção. 
Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm da falta de atenção do aluno 
experimentador. 
 
- O aluno ou a equipe deverá apresentar o pré-laboratório da aula prática, antes do início da 
mesma, quando este for solicitado. Se não for apresentado, o aluno ou a equipe não poderá 
participar da aula ou será penalizado na pontuação. 
 
 
- Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso acarretará a 
perda da pontuação referente a essa aula. 
 
- Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) para a prova 
prática, que será realizada em dupla, uma pontuação de 6,0 (seis pontos) referente à participação 
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do aluno nas aulas práticas e do caderno de laboratório. Observação: Nunca esqueçam o 
Caderno do Laboratório. 
 
- Não será recebido o caderno de Laboratório fora do prazo pré-estabelecido. 
 
Alguns pontos importantes de segurança: 
1. Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos de 
proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência. 
 
2. Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, lentamente, 
se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. Nunca adicionar água a 
um ácido concentrado! 
 
3. Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a boca do 
tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de líquido quente. 
 
4. Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da substância, 
sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. 
 
5. Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um aquecedor 
elétrico ou uma manta de aquecimento. 
 
6. Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco que o 
contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do 
experimentador. 
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AULA 02 
Experimento 01: 
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
1. OBJETIVOS 
Essa prática tem como objetivo efetuar ensaios simples para verificar algumas reações 
de oxirredução. Podemos verificar experimentalmente a tendência que apresentam as 
substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de uma reação de 
oxirredução. 
 
2. INTRODUÇÃO 
As reações de oxidação e redução – ou reações de oxirredução – ocorrem pela 
transferência de elétrons e constituem uma classe importante de reações químicas. As reações 
de oxirredução ocorrem por toda parte e constituem parcela da vida cotidiana. 
A transferência de elétrons de uma espécie para outra é um dos processos 
fundamentais que permitem a vida, a fotossíntese, a fabricação e purificação de alvejantes, e a 
purificação dos metais. Compreender como os elétrons são transferidos permite determinar 
modos de usar as reações químicas para gerar eletricidade e usá-la para produzir reações 
químicas. 
 A corrosão é exemplo de reaçãode oxirredução. O ferro e o aço dos carros, pontes e 
edificações oxidam-se e formam ferrugem, e também as estruturas de alumínio são corroídas. 
Muitos processos biológicos dependem de reações de transferência de elétrons, como por 
exemplo, o oxigênio que se aspira é convertido em água e dióxido de carbono. 
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 A oxidação refere-se á perda de elétrons e a redução refere-se ao ganho de elétrons. 
Portanto as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo 
oxidado para o átomo reduzido. Quando o zinco metálico é adicionado a um acido forte, por 
exemplo, os elétrons são transferidos dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons de 
hidrogênio (o hidrogênio é reduzido), conforme a reação 1. 
 
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+ (aq) + H2(g) (1) 
 
A transferência de elétrons que ocorre na reação 1 produz energia na forma de calor 
e a reação ocorre espontaneamente. 
 
3. MATERIAL 
3.1. Material 
- 09 Tubos de ensaio 
- Estante para tubos de ensaio 
- Pipetas de 5 ou 10 ml 
- Conta gotas e Pipetas Pasteur 
 
3.2. Reagentes 
- Ácido Sulfúrico concentrado (H2SO4 conc.) 
- Ácido Sulfúrico 3M (H2SO4 3M) 
- Água oxigenada (H2O2) 
- Álcool etílico (C2H5OH) 
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- Clorofórmio (CHCl3) 
- Cobre metálico (fio de cobre) – (Cu(s)) 
- Dicromato de Potássio (K2Cr2O7 0,1M) 
- Glicose (C6H12O6 1%) 
- Hidróxido de Sódio (NaOH 2M) 
- Hidróxido de Amônia (NH4OH 1:5) 
- Hipoclorito de Sódio (NaClO) 
- Iodeto de Potássio (KI 0,5M) 
- Nitrato de Prata (AgNO3 1M) 
- Papel de Alumínio (Al(s)) 
- Permanganato de Potássio (KMnO4 0,1M) 
- Sulfato de Cobre (CuSO4 3M) 
- Solução de CuSO4 (3M) adicionando 10% de NaCl 
 
1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Verificação das Reações de Oxirredução 
1. Tubo A: Reação do Cobre com CuSO4 
1. Adicione  1,0 ml (20 gotas) de solução de CuSO4 – 3M num tubo de ensaio 
2. Introduza um fio de cobre, durante 1 minuto no tubo de ensaio que contém a 
solução de CuSO4.. Observe. 
 
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4.1.2. Tubo B: Reação do KI com NaClO 
a) Colocar  1,0 ml (20 gotas) da solução de KI em um tubo de ensaio. 
b) Adicionar  1,0 ml (20 gotas) de hipoclorito de sódio. 
c) Observe e conclua. Obs.: Não demorar a colocar o clorofórmio. 
d) Adicionar  1,0 ml (20 gotas) de CHCl3. Observe. 
 
4.1.3. Tubo C: Reação do Cobre com a AgNO3 
a) Colocar  1,0 ml (20 gotas) da solução de AgNO3 1M. 
b) Adicionar o fio de cobre. Observe durante 1 minuto. 
 
4.1.4. Tubo D: Reação do KMnO4 com H2SO4 e H2O2 
a) Colocar  1,0 ml (20 gotas) da solução de KMnO4 0,1M em um tubo de ensaio. 
b) Adicionar 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 3M. 
c) Adicionar  1,0 ml (20 gotas) de H2O2. Observe. 
Dados: A equação desta reação é: 
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 
 
4.1.5. Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica 
a) Colocar  1,0 ml (20 gotas) da solução básica (Solução aquosa de NaOH 2M) num tubo 
de ensaio. 
b) Adicione o alumínio. Observe. 
 
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4.1.6. Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio 
a) Colocar  1,0 ml (20 gotas) da solução de CuSO4 + 10% de NaCl num tubo de ensaio. 
b) Observar a temperatura inicial da solução. 
c) Adicionar uma bola de papel alumínio. 
d) Observar a temperatura final da reação. 
 
4.1.7. Tubo G: Reação do K2Cr2O7 com H2SO4 e CH3CH2OH 
a) Colocar  1,0 ml (20 gotas) da solução de K2Cr2O7 0,1M num tubo de ensaio. 
b) Adicionar 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 concentrado. 
c) Adicionar 0,4 ml (10 gotas) de álcool (CH3CH2OH). 
d) Repita o mesmo procedimento utilizando a solução A ao invés do álcool. 
 
A equação desta reação é: 
CH3CH2OH(aq) + K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) → CH3COOH(aq) + K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + H2O(l) 
 
4.1.8. Tubo I: Reação da Glicose com Nitrato de Prata 
1. Colocar 0,4 mL (10 gotas) de uma solução de nitrato de prata 1M em um tubo de 
ensaio limpo. 
2. Adicionar 3 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 2M até a total precipitação do 
cátion prata sob a forma de óxido de prata. 
3. Adicionar gota a gota (aproximadamente 40 gotas) de uma solução de hidróxido de 
amônia (NH4OH) 1:5 até total dissolução do precipitado de óxido de prata. 
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4. Juntar 40 gotas da solução de glicose 1%. 
5. Deixar em repouso por alguns minutos e observar a formação de um espelho de prata 
nas paredes internas do tubo de ensaio. 
 
5. REFERÊNCIAS 
1. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente, Capítulo 12, 3a Edição, Bookman, 2005. 
2. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência 
Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
3. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 20, 
Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
4. KRÜGER, V., LOPES, C. V. M., SOARES, A. R. Eletroquímica para o Ensino Médio 
(Apostila – Universidade Federal do Rio Grande do Sul – Instituto de Química), 1997. 
5. MENDES, A. Química de Laboratório – Técnicas e Experiências (Apostila – Centro 
Federal de Educação Tecnológica do Ceará), 1996. 
 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Para cada ensaio realizado (Procedimentos 4.1.1 ao 4.1.8), responda: 
a) Quais as substâncias que estão se oxidando e se reduzindo. 
b) Qual o agente oxidante? Qual o agente redutor? 
c) Equacione as semirreações de oxidação e redução. 
d) Qual a reação global balanceada da reação. 
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e) Identifique as reações que ocorreram desprendimento de gases e informe a fórmula 
molecular e o nome do gás. 
2. Calcular o potencial padrão de cada reação dos procedimentos 4.1.1 ao 4.1.6, para isso 
utilizar o Potencial Padrão de Redução, encontrados nas Tabelas de Potenciais de Redução 
Padrão nos livros de Química nos capítulos de Eletroquímica. Informe quais reações podem 
acontecer espontaneamente. 
3. Responda conforme foi observado no Procedimento 4.1.7. 
a) Identifique a solução A. Explique os fatos ocorridos que definiram essa solução. 
b) Ocorreu desprendimento de vapores e se sim qual o odor sentido dos mesmos? 
(Observação: Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre frasco 
que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do 
experimentador). Esse odor é devido a qual substância formada durante a reação? 
c) Qual a cor da solução após ocorrer a reação com álcool etílico? Essa cor se deve a formação 
de qual substância? 
4. O que ocorreu com a temperatura no procedimento 4.1.6. Explique tal fato. 
5. Por que os utensílios domésticos de prata têm uma durabilidade maior que os de alumínio? 
Como você explica a perda do brilho de uma panela feita de alumínio e após uma limpeza ela 
recupera esse brilho? 
6. Em Setembro de 2008 o Governo Federal decretou a “Lei Seca” relatando que o motorista 
que for pego dirigindo sobre efeito do álcool pagará uma multa de 957,00 reais, terá a Carteira 
Nacional de Habilitação suspensa e poderá até ser preso. Para verificar se o motoristaingeriu 
álcool os policiais de trânsito realizam o teste do bafômetro. Explique o princípio de 
funcionamento do bafômetro e qual a reação que ocorre, colocando as cores observadas nos 
reagentes e nos produtos. Este teste detecta qualquer quantidade de álcool ingerido por uma 
pessoa? 
AULA 03: 
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Experimento 02: 
DETERMINAÇÃO DO CLORO EM PRODUTOS DOMÉSTICOS POR 
TITULOMETRIA DE OXIRREDUÇÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
A instabilidade natural dos compostos clorados associada à negligência na sua 
fabricação (uso de água imprópria, armazenamento inadequado) pode levar à diminuição do 
teor de cloro livre acarretando a decomposição precoce do produto e consequentemente, a 
perda do poder bactericida (Nicoletti e Magalhães, 1996). 
A solução de hipoclorito de sódio com pH elevado, em torno de 11 é mais estável, 
sendo a liberação de cloro mais lenta. À medida que se reduz o pH da solução, através do 
ácido bórico ou do bicarbonato de sódio, a solução torna-se muito instável e 
consequentemente a perda de cloro é mais rápida, isso significa que o tempo de vida útil da 
solução é pequeno (Estrela, 2004). Diante disso, vários estudos têm sido realizados para 
verificar a qualidade das soluções de hipoclorito de sódio que se encontram à venda no 
mercado. 
 
2. OBJETIVOS 
Verificar como uma reação de oxirredução pode ser usada para a determinação 
quantitativa de um agente oxidante em removedores domésticos e alvejantes líquidos à base 
de hipocloritos. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
3.1. Material 
- Removedores domésticos (diferentes marcas comerciais) 
- Alvejantes líquidos (diferentes marcas comerciais) 
- Bureta de 25 mL 
- Provetas 
- Pipetas de 5 ou 10 mL 
- Erlenmeyer de 125 mL 
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3.2. Reagentes 
- Hipoclorito de sódio (amostras comerciais) 
- Tiossulfato de sódio 0,05M 
- Iodato de Potássio (KIO3) 0,01M 
- Iodeto de Potássio (KI) 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) 1M 
- Amido 1% 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Padronização da Solução de Tiossulfato de Sódio com Iodato de Potássio 
 
A padronização da solução de tiossulfato de sódio 0,05M (Na2S2O3.5H2O) pode ser 
padronizada, por titulação, contra uma solução obtida pela dissolução de KIO3, iodato de 
potássio puro, na concentração de 0,01M. O KIO3 reage com o excesso de KI na solução ácida 
de acordo com a seguinte reação: 
 
IO3
-
(aq)
 + 5I-(aq)
 + 6H+(aq)
 → 3I2(aq)
 + 3H2O(l) 
 
Procedimento: Encha uma bureta de 25 ml com Na2S2O3 0,05M tomando cuidado de eliminar 
todas as bolhas. Registre o volume inicial da bureta. Para realizar a padronização, coloque 5 
mL de KIO3 0,01M com auxilio de uma pipeta, em um frasco Erlenmeyer de 125 mL. Adicione 5 
mL de água e 0,4 g de KI. Agite o frasco até que o KI dissolva. Adicione então 2,5 mL de H2SO4 
1M e misture agitando. Deverá aparecer uma cor marrom escura, indicando a presença de 
iodo. Titule imediatamente com Na2S2O3 0,05M contido na bureta, até que a cor marrom 
esmaeça para uma cor amarelo pálido. Adicione então 2 mL da solução indicadora de amido 
1% e continue a titulação até que a cor azul-escura do indicador desapareça. A mudança de 
azul para uma solução incolor é muito nítida. Registre o volume da solução de tiossulfato 
usado na titulação. 
 
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4.2. Determinação da Capacidade de Oxidação de um Removedor Doméstico 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com auxílio de uma pipeta adicione 0,5 mL ou 0,5 g da amostra da solução de 
hipoclorito de sódio a ser analisada, transferindo-se para um Erlenmeyer de 125 ml, adicione 
25 ml de água destilada e 1 g de KI. Agite até dissolver o KI. Após, acrescente 2,5 mL de H2SO4 
(gota a gota). A solução deve ficar marrom indicando a formação do 
iodo. Após, inicie a titulação com tiossulfato de sódio 0,05 M sob agitação constante até que a 
substância resultante adquira uma cor amarelo-claro. Adicione então 2 ml do indicador amido 
1%, ocorrendo uma mudança de cor para azul-violáceo. Retorne a titulação com tiossulfato de 
sódio 0,05 M até que a solução torne-se transparente. Registre o volume gasto da solução de 
tiossulfato de sódio na titulação. 
 
Após estes procedimentos, procede-se o cálculo da porcentagem de cloro ativo na amostra: 
 
Teor de Cloro = Ntiossulfato* Vtiossulfato*fc*milieq do Cloro * 100 / V NaClO 
 
Sendo: 
V= Volume de tiossulfato de sódio utilizado na titulação padronizado 
PRECAUÇÕES DE SEGURANÇA: 
Alvejantes líquidos contendo hipoclorito de sódio a 5% são corrosivos para a pele e para 
os olhos. Quando estiverem manipulando o alvejante líquido, tomem cuidado para não 
deixar a solução atingir sua pele. Observe que os alvejantes ou outras substâncias 
contendo hipoclorito, como removedores domésticos, não devem nunca ser misturados 
com amônia (NH3), pois podem produzir cloraminas, tais como H2NCl e HNCl2, que são 
tóxicas e voláteis. 
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fc= Fator de correção do tiossulfato de sódio 
miliequivalente do cloro = 0,03545 
 
5. REFERÊNCIAS 
 
1. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência 
Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
2. ESTRELA, C. Hipoclorito de sódio. In: Ciência Endodôntica. São Paulo: Artes Médicas, 
p.415-455 2004. 
3. NICOLETTI, M. A.; MAGALHÃES, J. F. Influencia del envasey de factores ambientales en 
la estabilidad de la solución de hipoclorito sódico. Bol. Ofic. Panam, v.121, n.4, p.301- 
309, 1996. 
4. POSTMA, J. M.; ROBERTS, J. L. J.; HOLLENBERG, J. L. Química no Laboratório, 5a Edição, 
Editora Manole, p. 451-454, 2009 
 
 
 
 
 
 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
 
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1. Faça uma breve pesquisa do que seria titulação de oxirredução, coloque figuras ou desenhe 
esquemas de titulação para tornar mais explicativa sua resposta. 
2. Calcule o fator de correção do tiossulfato de sódio e sua verdadeira concentração. 
3. Qual o teor de cloro na amostra comercial de alvejante? Compare com os teores 
determinados das outras amostras pelos colegas. 
4. Muitas soluções de alvejantes domésticos são essencialmente soluções de hipoclorito de 
sódio, NaClO. Calcule a massa da amostra de alvejante líquido contendo 5% em peso de NaClO 
que oxidaria I- suficiente para consumir 0,80 mL de tiossulfato de sódio 0,15M. Sugestão: 
procure a densidade do hipoclorito de sódio em livros ou na internet. 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 04 
Experimento 03: 
PILHAS OU CÉLULAS GALVÂNICAS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
1.1. Pilhas Galvânicas 
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Quando mergulhamos uma placa de zinco em uma solução de cobre há transferência 
de elétrons do zinco para o cátion cobre. Mas como aproveitar esta transferência de elétrons 
para gerar eletricidade? 
O problema é que os elétrons são transferidos diretamente dos átomos de zinco para 
os cátions cobre. Para que houvesse aproveitamento de eletricidade, os elétrons liberados 
pelo zinco deveriam passar por um circuito externo (uma lâmpada, por exemplo) antes de 
chegar ao cátion cobre. Como poderíamossolucionar este problema? 
Em 1836, Daniell construiu um dispositivo (mais tarde chamado pilha), que permitia 
aproveitar este fluxo de elétrons, interligando eletrodos que eram sistemas constituídos por 
um metal imerso em uma solução de seus íons. 
Por exemplo, como seria um eletrodo feito de zinco. O eletrodo de zinco é um sistema 
constituído por uma placa de zinco metálico, mergulhada em uma solução que contém cátions 
zinco (Zn2+), obtida pela dissolução de um de seus sais, por exemplo, ZnSO4, em água (Figura 
1). 
Nesse eletrodo ocorre o seguinte: o zinco metálico da placa doa 2 elétrons para o 
cátion zinco da solução e se transforma em Zn2+. 
Zn0 → Zn2+ + 2e- 
O cátion zinco que estava em solução recebe os 2 elétrons doados pelo zinco metálico 
e se transforma em zinco metálico. 
Zn2+ + 2e- → Zn0 
 
 
 
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Figura 1: Eletrodo de zinco (Brown, LeMay e Bursten, 2007). 
 
Agora temos o cobre metálico da placa doando 2 elétrons para o cátion cobre da 
solução e se transformando em Cu2+ (Figura 2). 
Cu0 → Cu2+ + 2e- 
Mas o cátion cobre que estava em solução, ao receber os 2 elétrons doados pelo cobre 
metálico, se transforma em cobre metálico. 
Cu2+ + 2e- → Cu0 
 
 
Figura 2: Eletrodo de cobre (Brown, LeMay e Bursten, 2007). 
 
 
 
Daniell percebeu que, se fizesse uma interligação entre 2 eletrodos desse tipo, feitos 
de metais diferentes, o metal mais reativo iria transferir seus elétrons para o cátion do metal 
menos reativo, em vez de transferí-los para os seus próprios cátions em solução. 
O zinco é mais reativo que o cobre, ou seja, tende a doar seus elétrons ao cátion cobre 
(Cu2+). Com uma interligação entre os eletrodos de zinco e de cobre, mergulhados em solução 
de seus íons, através de um fio condutor, o zinco metálico irá transferir seus elétrons para o 
cobre (Cu2+). Desse modo se estabelece uma passagem de corrente elétrica pelo fio condutor, 
conforme ilustra a Figura 3. 
 
19 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
 
Figura 3: Célula Galvânica ou Pilha de Daniell (Brown, LeMay e Bursten, 2007). 
 
Observa-se que ao lado do zinco está uma solução de ZnSO4(aq) e ao lado do cobre 
está uma solução de CuSO4(aq). Inicialmente, na solução de ZnSO4(aq) o número de íons Zn
2+ é 
igual ao número de íons SO4
2-. 
Qual a função da PONTE SALINA: Ela é constituída de um tubo em U, preenchido com 
algodão embebido em uma solução qualquer. Ela tem a função de permitir a migração de íons 
de uma solução para outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de 
cada eletrodo permaneça em equilíbrio. Na pilha de 
 
zinco e cobre, onde se utiliza KCl na ponte salina, os íons Zn2+ e K+ tendem a migrar em direção 
ao eletrodo de cobre para neutralizar o excesso de cargas negativas (íons SO4
2-). Da mesma 
forma, os íons SO4
2- e Cl- tendem a migrar em direção ao eletrodo de zinco para de íons Zn2+. 
 
20 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
 
Figura 4: Desenho de uma ponte salina (Russell, 2008). 
 
Movimento dos íons na solução: 
O eletrodo de zinco está inserido numa solução de ZnSO4(aq) e ao lado, o cobre está 
imerso em uma solução de CuSO4(aq). Inicialmente, na solução de ZnSO4(aq) o número de íons 
Zn2+ é igual ao número de íons SO4
2-. Analogamente, no lado do cobre, a concentração de Cu2+ 
é igual à concentração de SO4
2-. Veja a Figura 5A. 
 
 
(A) (B) 
Figura 5: (A) Circuito Aberto e (B) Circuito Fechado da Pilha de Daniell (Russell, 2008). 
 
 
Fechando o circuito, após algum tempo, o eletrodo de zinco irá se dissolver 
provocando aumento da concentração de Zn2+ na solução (concentração de SO4
2- constante); 
21 
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por outro lado, no eletrodo de cobre haverá deposição de cobre metálico diminuindo 
consideravelmente a concentração de Cu2+ na solução (concentração de SO4
2- constante). 
A pilha é uma fonte de força eletromotriz, e como tal possui uma resistência interna. 
Como você já sabe, força eletromotriz é a máxima diferença de potencial que a pilha consegue 
fornecer para os seus pólos, mas sempre que é ligado um aparelho que necessita de uma 
corrente grande para o seu funcionamento na pilha, a diferença de potencial em seus pólos 
será menos que a força eletromotriz da pilha, pois parte de energia que a pilha fornece aos 
portadores de cargas (elétrons) é consumida por eles para percorrer a própria pilha. Para 
determinar a força eletromotriz da pilha que está a sua disposição use o voltímetro e meça a 
diferença de potencial entre os pólos quando nenhum outro elemento está ligado na pilha. 
PILHA DE CONCENTRAÇÃO 
É uma pilha onde as soluções e os materiais metálicos do ânodo e do cátodo são 
iguais, porém a concentração da solução dentro dos compartimentos é diferente. Isto leva a 
uma transferência de elétrons, e como a solução mais concentrada é mais rica em íons 
positivos ela atua como cátodo em função da redução desses íons positivos a um estado de 
oxidação menor. O fluxo de elétrons ocorre até que as concentrações das soluções dos dois 
compartimentos sejam iguais. 
 
 
2. OBJETIVOS 
Essa prática tem como objetivo montar a pilha de Daniell, entender como é o seu 
funcionamento, identificando os compartimentos que ocorre a oxidação e redução, o ânodo e 
cátodo e a importância da ponte salina e montar uma pilha de concentração e calcular o valor 
da tensão (FEM) através da equação de Nernst. 
 
5. MATERIAL E MÉTODOS 
 
3.1. Material 
- Placas de Zinco 
- Placa de Cobre 
- Sulfato de Cobre (CuSO4) 1M 
- Sulfato de Zinco (ZnSO4) 1M 
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- Sulfato de Zinco (ZnSO4) 0,0001M 
- Multímetro 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Pilha de Daniell: 
Montar a pilha de Daniell utilizando as placas de zinco e cobre fornecidas, conforme 
ilustrado na Figura 3, para isso siga as seguintes etapas: 
a) No béquer 1 adicionar 60 mL da solução de ZnSO4 1M e no béquer 2 adicionar 60 mL da 
solução de CuSO4 1M. 
b) Colocar a placa de zinco no béquer 1 e a de cobre no béquer 2. 
c) Colocar a ponte salina interligando os dois compartimentos. 
d) Ligar o polo positivo e o polo negativo, utilizando o jacaré, nas placas e no multímetro para 
verificar o potencial da célula. 
e) Fazer a conexão com o LED e verificar o que ocorre. 
Pilha de concentração: 
Montar a pilha de concentração conforme foi montada a pilha de Daniel: 
a) No béquer 1 adicionar 60 mL da solução de ZnSO4 0,0001M e no béquer 2 adicionar 60 mL 
da solução de ZnSO4 1M. 
b) Colocar uma placa de zinco em cada béquer. 
c) Colocar a ponte salina interligando os dois compartimentos. 
d) Ligar o pólo positivo na placa imersa na solução 0,0001 M e o pólo negativo na placa imersa 
na solução 1 M, utilizando o jacaré,. 
e) Fazer a conexão com o multímetro e verificar a tensão produzida. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência 
Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
2. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 20, 
Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
3. RUSSEL, J. B. Química Geral, McGraw-Hill do Brasil, 1981. 
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6. PÓS-LABORATÓRIO 
 
1. Equacione as semi-reações que ocorrem na pilha de Daniell, forneça a reação global 
balanceada que ocorre na pilha. 
2. Calcule o potencial padrão da célula e o ∆G0. A reação é espontânea? Justifique sua 
resposta com base nos valores obtidos para ∆E0 e ∆G0. 
3. Qual a função da ponte salina? O que ocorreu com a voltagem quando esta foi retirada 
da pilha? 
4. Ao fechar o circuito da pilha, haverá passagem de elétrons do zinco para o cobre, com 
isso a placa de zinco começa a se corroer, enquanto a placa de cobre aumenta de 
tamanho e a solução azul de Cu2+ começa a diminuir a intensidade da cor. Por quê? 
Faça desenhos e esquemas para auxiliar na sua resposta. 
5. Qual seria o potencial da pilha se a solução de CuSO4 fosse diluída para uma 
concentração de 0,20 mol/L a 25 °C? Considere condições ideais. 
 
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AULA 05: 
Experimento 04: 
ELETRODEPOSIÇÃO DE NÍQUEL 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A eletrodeposição é a deposição eletrolítica de um filme fino sobre de metal sobre um 
objeto, que se comporta como cátodo da célula, é necessária a utilização de um ânodo inerte, 
e um eletrólito, que é uma solução salina contendo o íon a ser depositado através da sua 
redução. 
A eletrodeposição de níquel é amplamente utilizada para o revestimento de diferentes 
materiais, pois tem a propriedade de melhorar as características de resistência à corrosão e 
fornecer acabamento decorativo às peças, além de servir de base para a eletrodeposição de 
cromo. 
O banho mais empregado industrialmente para deposição de níquel é o Banho de 
Níquel de Watts que consiste em uma solução cuja composição é de cloreto de níquel, sulfato 
de níquel e ácido bórico. As composições variam conforme o depósito que se deseja obter e 
uma solução de composição comum consiste em ter 280 g/L de sulfato de níquel (NiSO4), 90 
g/L de cloreto de níquel (NiCl2) e 45 g/L de ácido bórico (H3BO3). A função do níquel é fornecer 
o os íons metálicos, a dos íons cloretos é manter a neutralidade de cargas na célula e a do 
ácido bórico é manter o pH constante. 
Por se tratar de uma reação não espontânea é necessário fornecer à célula um 
potencial superior ao que seria produzido pela reação espontânea, e para isso deve-se utilizar 
uma fonte de corrente contínua. 
Após o processo eletrolítico é possível determinar a quantidade de material produzido 
(ou depositado) através das Leis de Faraday para a eletrólise, que são: 
1 – a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade 
de eletricidade utilizada e; 
25 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
2 – para uma quantidade de eletricidade quantidade de substância produzida é 
proporcional à sua massa equivalente, ou seja, à sua massa molar MM dividida pelo número 
de elétrons trocados (n). 
1 Faraday (F) de eletricidade é a carga em coulombs equivalente a um mol de elétrons. 
1 F = 96.500 C/mol; lembrando que 1 A (ampères) = 1 Coulomb/s 
A carga usada na eletrólise é dada pela expressão: 
Carga = corrente(A) x tempo (s) 
E uma expressão para determinar a massa produzida é dada pela equação 1: 
 
 
 
 (1) 
onde: 
m = massa de substância produzida em gramas; 
MM = massa molar da substância (g/mol); 
i = corrente em amperes; 
t = tempo de eletrólise em segundos; 
F = constante de Faraday = 96500 C/mol 
A quantidade de substância produzida em uma eletrólise é frequentemente inferior à 
quantidade prevista pelas Leis de Faraday. A razão entre a massa teórica prevista e a massa 
realmente obtida na eletrólise, expressa em porcentagem é chamada de RENDIMENTO 
FARADAICO (), e é dado pela equação 2. 
 = (massa obtida/massa prevista) x 100 (2) 
 
2. OBJETIVOS 
 
Observar experimentalmente o funcionamento de uma célula eletrolítica através da 
eletrodeposição do níquel. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
 
3.1. Material 
- 1 eletrodo de cobre 
- 1 eletrodo de aço ou platina 
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- Fonte de corrente 
- Dois conectores tipo jacaré 
- Béquer de 100 mL 
-1 cronômetro 
-Balança analítica 
-agitador magnético 
- suportes e garras para prender os eletrodos 
3.2. Soluções 
- Solução do banho de Watts 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Eletrólise do KI 
Pesar o eletrodo de cobre limpo e seco e anotar a massa. 
Colocar a solução do banho de Watts no béquer e colocar sobre o agitador magnético. 
Prender os eletrodos de forma que fiquem totalmente mergulhados na solução, 
isolando sua superfície metálica da garra com uma borracha, para evitar fuga de corrente. 
Conectar os cabos na fonte e em seguida conectá-los no ânodo e no cátodo, sendo o 
ânodo o cabo vermelho e o cátodo o cabo preto. 
Ainda com a fonte desligada girar o botão da corrente para a posição zero e o da 
tensão para a posição máxima. 
Ligar a fonte e ajustar a corrente para 0,03 A e começar a cronometrar o tempo. 
Deixar a célula funcionando por 5 minutos e desligar a fonte. 
Retirar o eletrodo de cobre, lavar com água destilada, secar bem e pesar novamente. 
Anotar a massa e determinar a quantidade de níquel depositada. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência 
Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
2. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 20, 
Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
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3. RUSSEL, J. B. Química Geral, Vol.2, Capítulo 18, 2a Edição, Pearson, 2009. 
 
 
 
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AULA 06: 
Experimento 05: 
ELETRÓLISE 
 
1. INTRODUÇÃO 
As células voltáicas são baseadas nas reações de oxirredução espontâneas. 
Contrariamente, é possível usar a energia elétrica para fazer com que reações de oxirredução 
não espontâneas ocorram. Por exemplo, a eletricidade pode ser usada para decompor o 
cloreto de sódio fundido em seus elementos componentes, como mostra a Reação 1. 
 2NaCl(l)→ 2Na(l) + Cl2(g) (Reação 1) 
 
Por causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, a eletrólise de sais 
fundidos necessita de altas temperaturas. Uma alternativa seria realizar a eletrólise em meio 
aquoso. 
Obtém-se os mesmos produtos se fizermos a eletrólise da solução aquosa de um sal 
em vez de fazer do sal fundido? Nem sempre, a eletrólise de uma solução aquosa é complicada 
pela presença da água, porque precisa-se considerar se a água é oxidada (para formar O2) ou 
reduzida (para formar H2) em vez dos íons do sal fundido (Kotz e Treichel, 2009). 
Quando se aciona o motor de arranque de um automóvel girando-se a chave de 
ignição, quando se acende uma lanterna, quando se mede a concentração de um ácido em 
solução aquosa usando-se um aparelho medidor de pH, quando consideramos a colocação de 
placas de zinco no caso de uma embarcação para se evitar a sua corrosão, estamos 
observando a ocorrência de reações químicas. Quando se abre uma janela com esquadria de 
alumínio, e até quando se utiliza umsabão qualquer, estamos usufruindo de produtos obtidos 
como consequência do uso de reações químicas muito semelhantes àquelas citadas no 
primeiro parágrafo. Essas reações químicas são chamadas de eletroquímicas, que produzem 
eletricidade ou são por esta provocadas (http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas). 
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção 
ou o uso da eletricidade. As reações que produzem eletricidade são aquelas que ocorrem nas 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um 
líquido são as chamadas reações de eletrólise. 
Os fenômenos que ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido 
podem ser melhor estudados e compreendidos se utilizarmos um gerador de corrente elétrica 
contínua, que pode ser uma pilha, uma bateria ou um retificador de corrente alternada, o qual 
pode ser até um “carregador” de bateria de automóvel. Tendo-se em mãos uma fonte de 
corrente contínua, que fenômenos podemos provocar com ele? Para responder a esta nova 
curiosidade só resta sair experimentando. 
 
2. OBJETIVOS 
Observar a eletrólise do iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de sódio 
(NaCl), verificando os principais produtos e as condições necessárias para que ocorram. 
 
3. MATERIAL E MÉTODOS 
 
3.1. Material 
- 3 Placas de Petri (10 cm de diâmetro) 
- Eletrodos de aço-inox 
- Fonte de corrente 
- Dois conectores tipo jacaré 
- Dois fios de conexão 
 
3.2. Soluções 
 - Indicadores de pH - Azul de bromotimol 
- Iodeto de Potássio (KI) 5% m/v 
- Hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v 
 - Solução de um eletrólito inerte (sulfato de potássio K2SO4 a 5%) 
 - Solução de NaCl 5% m/v 
 
 
 
 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Eletrólise do KI 
Neste procedimento será mostrada a eletrólise de iodeto de potássio com a formação 
de iodo elementar. 
Numa placa de Petri, adicionar 40 mL de solução KI 5% e os eletrodos de aço inox 
opostamente colocados. Conecte os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões 
necessários. Em seguida, faça a ligação do circuito. Observe e anote. 
 
4.2. Eletrólise do NaCl 
Neste procedimento será mostrada a eletrólise de cloreto de sódio. Na placa de Petri, 
dentro dela, colocar opostamente os eletrodos de aço inox, como realizado nos outros 
procedimentos. Conecte os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões necessários. 
Adicionar 40 mL de solução NaCl 5% na placa de Petri e fazer a ligação do circuito. Observar. 
Adicionar duas gotas de fenolftaleína e observar novamente. 
 
4.3. Eletrólise da H2O 
Neste procedimento será demonstrada a decomposição eletrolítica da água. Os efeitos 
eletrolíticos são visualizados mediante indicadores de pH. 
Adicionar na placa de Petri a solução de K2SO4 (± 40 mL). Adicionar 20 gotas do 
indicador Azul de bromotimol e misturar bem. 
OBS.: As cores diversificadas do indicador Azul de bromotimol: Cor da forma ácida (AMARELO) 
/Cor intermediária (VERDE) /Cor da forma básica (AZUL). 
A Eletrólise Propriamente Dita 
Monte os eletrodos de aço inox na placa de forma oposta, assim como os cabos de 
conexão. Antes de fazer a ligação do circuito, espere um pouco (cerca de um minuto) para 
acalmar eventuais turbulências na solução. De imediato os efeitos coloridos são observados 
em torno dos eletrodos. Deixando o circuito ligado durante alguns minutos pode-se apreciar a 
evolução da eletrólise. Observe e anote. 
 
31 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
 
 
 
4.4.Eletrólise do NaOH 
Nessa etapa do nosso experimento iremos utilizar um becker de 1000 mL e 2 tubos de 
ensaio. No becker adicionar 400 mL da solução de Hidróxido de Sódio 5 % m/v. Após, colocar 
dois fios de cobre dentro do tubo e adicionar um pouco da solução dentro do tubo. Vire o tubo 
com cuidado para dentro do becker e logo em seguida ligue a fonte e observe o ocorrido. A 
Figura 1 representa um esquema simplificado para montar a eletrólise. Vamos provar a 
formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa 
de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente. 
 
Figura 1: Esquema da eletrólise da água utilizando tubos de ensaio para coletar os gases 
produzidos. 
 
CANTINHO DA CURIOSIDADE 
32 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
4. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência 
Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
5. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 20, 
Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
6. Site: http://www.pontociencia.org.br acessado em 25 de Outubro de 2009. 
7. Site: http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas acessado em 24 de Outubro de 2009. 
 
6. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
 Obs.: Entregar o Pré-Laboratório no dia da aula prática de Eletrólise, no início da 
aula. 
Propriedades de alguns materiais 
 
Gases 
H2 - incolor, inodoro, produz pequena explosão em contato com uma chama viva; 
O2 - incolor, inodoro, reaviva a chama em palito de fósforo em brasa (se em grande quantidade); 
Cl2 - amarelo esverdeado, de odor irritante, e que lembra um pouco o cheiro da “água sanitária”, 
descora um papel de tornassol umedecido, azul ou vermelho; 
Líquidos 
Br2- amarelo esverdeado, solúvel em água formando uma solução amarelada; 
Sólidos 
I2 - violeta, solúvel em água formando uma solução castanho avermelhado; 
Cu - metal de cor rosa avermelhado; 
33 
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1. Para cada eletrólise indique as reações que ocorrem no ânodo e cátodo. E qual a reação 
global balanceada. 
2. Calcule a tensão mínima que se deve fornecer para que ocorram essas eletrólises. 
 
7. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Identifique os principais produtos da reação, explicando o que ocorreu que ajudou a 
vocês a definir esses produtos. 
2. Para realizar a eletrólise da água é necessário adicionar um eletrólito para conduzir as 
cargas. Então, por que podem ser utilizados H2SO4 e HNO3 na eletrólise da água, e não 
pode utilizar HCl para eletrolisá-la? 
3. Qual a aplicação dos principais produtos formados na eletrólise da H2O, do KI e do 
NaCl. 
4. Qual o tempo necessário para produzir 5,0 L de H2 medidos a 760 torr e 25°C pela 
eletrólise da H2O usando uma corrente de 1,5 A? (b) Quantos gramas de O2 são 
produzidos no mesmo tempo? 
5. Supondo que a eletrólise do KI fosse conduzida a 350 mA durante 10 min, qual seria a 
massa de iodo produzida? 
 
 
AULA 07: 
Experimento 06: 
CORROSÃO I - TIPO DE CORROSÃO 
 
1. INTRODUÇÃO 
As diversas variáveis usualmente presentes no fenômeno da corrosão modificam o 
curso e a extensão das reações eletroquímicas, resultando os diferentes tipos de ataque, que 
34 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
dão origem a diferentes tipos de corrosão. Os mecanismos da corrosão eletroquímica estão 
associados ao fluxo de corrente elétrica entre as áreas catódicas e anódicas. A reação anódica 
está sempre associada com dissolução do metal e aformação dos íons correspondentes; a 
reação catódica pode envolver dois processos diferentes, dependendo da natureza do meio 
corrosivo: desprendimento de hidrogênio (meio ácido) e absorção do oxigênio (meio neutro 
ou básico). 
A corrosão galvânica ocorre quando dois metais diferentes são postos em contato 
um com outro e expostos a um eletrólito. O metal menos nobre será o ânodo e por isso se 
dissolverá enquanto o mais nobre agirá como cátodo. Dependendo da natureza do meio 
corrosivo, as reações catódicas podem ocorrer pelos processos de desprendimento de 
hidrogênio ou absorção do oxigênio. 
A corrosão por aeração diferencial ocorre quando um material metálico é imerso em 
regiões diferentemente aeradas, sendo o ânodo a área menos aerada e o cátodo a mais 
aerada. 
 
1.1. Corrosão galvânica 
 
A corrosão galvânica ocorre frequentemente quando se tem um metal colocado em 
uma solução contendo íons, facilmente redutíveis, de um metal que seja catódico em relação 
ao primeiro. Assim, tubulações de alumínio em presença de sais, por exemplo, de Cu2+ e Hg2+, 
sofrem corrosão localizada, produzindo pites. Isto ocorre porque o alumínio reduz os íons Cu2+ 
ou Hg2+ para os metais respectivos, sofrendo consequentemente oxidação. 
Hg3Al2Hg3Al2
Cu3Al2Cu3Al2
32
32



 
 
35 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
Além desse ataque inicial o metal formado se deposita sobre a superfície de alumínio 
e cria uma série de micropilhas galvânicas, nas quais o alumínio funciona como ânodo, 
sofrendo corrosão acentuada. Casos envolvendo este mecanismo são observados em: 
Trocadores ou permutadores de calor, com feixe de tubos de alumínio; a presença de 
pequenas concentrações de Cu2+ na água de refrigeração ocasiona, em pouco tempo, 
perfurações nos tubos; 
Tubos de caldeiras onde ocorre, em alguns casos, depósitos de cobre ou óxido de cobre. Isto 
porque a água de alimentação da caldeira pode conter íons cobre, cobre metálico ou suas 
ligas; 
Tanques de aço carbono onde aço galvanizado. A corrosão galvânica é ocasionada pela 
presença de cobre ou compostos originados pela ação corrosiva ou erosiva da água sobre a 
tubulação de cobre que alimenta o tanque. Por isso deve-se evitar, sempre que possível, que 
um fluido circule por um material metálico catódico antes de circular por um que lhe seja 
anódico. 
 
1.2. Corrosão por aeração diferencial 
O tipo mais importante de célula de concentração é a aeração diferencial, que ocorre 
quando uma parte do metal é exposta a diferentes concentrações de ar ou é imersa em 
regiões do eletrólito diferentemente aerados (ou com outros gases dissolvidos); isto provoca 
uma diferença de potencial entre as partes diferentemente aeradas. É um fato experimental 
que áreas de uma superfície metálica onde a concentração de oxigênio é alta, são catódicas. 
Este tipo de corrosão é o que ocorre na “linha d’água das partes metálicas 
parcialmente imersa em uma solução. Se, se mergulha uma peça de metal, zinco, por exemplo, 
em uma solução diluída de um eletrólito qualquer, e a solução não é agitada, as partes acima e 
adjacentes a linha d’água são mais fortemente aeradas devido a facilidade de acesso do 
oxigênio a estas áreas, que portanto, tornar-se-ão catódicas. Na parte imersa a maior 
profundidade, a concentração de oxigênio é menor, sendo esta, por conseguinte, anódica. 
Outro exemplo de corrosão por aeração diferencial tipo linha d’água, ocorre nas 
estruturas, estacas, etc. mergulhadas parcialmente na água do mar. 
36 
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De maneira análoga pode-se explicar a corrosão do ferro sob gotas de água ou de 
solução salina (por exemplo, água do mar condensada da neblina). Nas áreas cobertas pela 
gota é impedido o acesso do oxigênio do ar, e por isso tornam-se anódicas em relação às 
outras áreas expostas ao oxigênio do ar. 
Superfícies ásperas ou esmerilhadas são corroídas mais depressa do que as 
superfícies lisas polidas, onde não se acumulam poeiras, óxidos, etc. 
As superfícies rugosas, com sulcos ou fendas, onde o oxigênio não pode penetrar, 
são perigosamente corroídas por aeração diferencial provocando cavidades (pitting). Esta 
corrosão aumenta com o tempo, pois os produtos da corrosão acumulam-se em torno da área 
anódica, impedindo ainda mais qualquer acesso de oxigênio. 
 
2. OBJETIVO 
Observar as principais diferenças entre corrosão eletrolítica e corrosão galvânica. 
 
3. MATERIAL 
1. Fonte de corrente contínua 
2. Pisseta 
3. Lixas para metais 
4. Béquer de 50 mL 
5. Béquer de 100 mL 
6. 1 bastão de vidro 
7. Fio condutor 
8. 1 Pipeta graduada de 5 mL 
9. Lâmina de zinco 
10. Placa de cobre 
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11. Placa de ferro e ferro (prego) 
12. Solução de H2SO4 1 mol/L 
13. Solução de Ferricianeto de Potássio K3Fe(CN)6 
14. Solução de Cloreto de Sódio (NaCl) a 10% m/v 
15. Fenolftaleína 
 
16. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
CORROSÃO GALVÂNICA 
PARTE I: Corrosão provocada por aeração (ou oxigenação) diferencial. 
a) Limpe uma das superfícies de uma chapa de ferro. 
b) Coloque sobre a superfície limpa da chapa de ferro duas gotas de solução de cloreto de 
sódio, uma gota de fenolftaleína e duas gotas de solução de ferricianeto de potássio. 
c) Aguardar 5 a 10 minutos e observar que na região central da película líquida, aparece 
coloração azul ou esverdeada e na região periférica aparece coloração róseo avermelhada. 
FUNÇÃO DOS INDICADORES 
1. Fenolftaleína.- indicador de área catódica; coloração róseo-avermelhada (em meio 
alcalino ou básico, presença de hidroxila OH-) confirma área protegida. 
2. Ferricianeto de potássio - indicador de área anódica; precipitado azul de ferricianeto 
de ferro (II) ou ferricianeto ferroso confirma área corroída. 
3Fe2+ + 2 Fe(CN)6
3- → Fe3 (Fe(CN)6)2 
 Azul 
PARTE II: Corrosão provocada por impurezas metálicas situadas num material metálico 
a) Adicione em um béquer de 50 mL, cerca de 25 mL de solução de H2SO4 1M. 
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b) Mergulhe parcialmente, nesta solução, uma lâmina de zinco previamente limpa. Observe 
que o ataque ao zinco é pequeno. 
c) Mergulhe parcialmente nesta solução, sem tocar na lâmina de zinco, um bastão de 
cobre previamente limpo. Observe que o cobre não é atacado. 
d) A seguir, toque a lâmina de zinco com o bastão de cobre. Neste experimento pode-se 
admitir que o cobre funcione como a impureza necessária para formar uma pilha de ação 
local, na qual o zinco sofre corrosão e o cobre não. 
 
PARTE III: Corrosão provocada por materiais diferentes 
a) Adicione 50 mL da solução de NaCl 10% em um béquer de 100 mL. 
b) Adicione à solução, 15 gotas de fenolftaleína e 1 mL de solução de ferricianeto de 
potássio. Homogeinize a solução utilizando o bastão de vidro. 
c) Ligue o ferro a uma placa de cobre, previamente limpos, através de um fio condutor. 
d) Faça a imersão desses metais, ligados entre si, na solução de NaCl 10%. 
e) Observe o aparecimento de coloração róseo-avermelhada em torno do bastão de cobre 
e resíduo azul em torno do bastão de ferro. 
 
 
 
PARTE IV: Corrosão provocada por materiais diferentes. 
a) Repita o procedimento da experiência nº 3, porém usandoo ferro e uma placa de zinco 
previamente limpos. 
b) Após mergulhar os metais, ligados entre si, na solução de NaCl, observe o ocorrido e 
anote. 
39 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
CORROSÃO ELETROLÍTICA 
PARTE V: Corrosão provocada por corrente elétrica 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 50 mL da solução de NaCl 10%. 
b) Mergulhe na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo positivo e 
ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua. 
c) Após alguns minutos de funcionamento da fonte, desligue-a e agite a solução. Observe o 
ocorrido. 
 
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. COLOMBO, Análise de Contaminantes Ambientais, Depart. de Química e Biologia, 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná - Campus Curitiba, 2008. 
 
4. PÓS-LABORATÓRIO 
PARTE I 
1. Qual o fator que provoca a corrosão do ferro? 
2. Escreva as semi-reações ocorridas nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão 
formada. 
PARTE III 
3. Qual dos metais, Fe ou Cu, sofre corrosão? 
4. Escreva as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão 
formada. 
5. Qual a razão das colorações observadas nas regiões anódicas e catódicas? 
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PARTE IV 
6. Qual dos metais (Fe ou Zn) sofre corrosão? 
7. Escreva as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão 
formada. 
8. Qual a razão do aparecimento do resíduo esbranquiçado na lâmina de zinco? 
AULA 08: 
Experimento 07: 
CORROSÃO II – CORROSÃO EM LATAS DE AÇO 
 
1. INTRODUÇÃO 
A atual tecnologia é fortemente dependente da utilização de materiais metálicos, 
aproveitando as excelentes propriedades físicas e químicas dos metais. Por outro lado, quase 
todas as ligas metálicas se deterioram pelo ataque que sofrem do meio ambiente onde são 
utilizadas. Os problemas de corrosão são frequentes e ocorrem nas mais variadas atividades 
(indústria química, automotiva, naval, de construção civil, etc). A corrosão preocupa o mundo, 
que gasta bilhões de dólares ao ano para repor às perdas causadas por ela. 
Corrosão pode ser definida como deterioração de um material, geralmente metálico, 
por ação química ou eletroquímica, provocada pelo meio ambiente. 
O ferro, por exemplo, é atacado por água e gás oxigênio do ar formando ferrugem. 
Alguns autores consideram a deterioração de materiais não metálicos (concreto, borracha, 
madeira, etc), devido à ação do meio ambiente, como corrosão. 
 
2. OBJETIVO 
O experimento a seguir tem por objetivo ilustrar ou desenvolver alguns conceitos 
básicos de corrosão: efeito do sal na velocidade de corrosão; uso de metais de sacrifício; 
41 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
influência de um pequeno ânodo frente a uma grande superfície de cátodo nas edificações e 
equipamentos. 
 
3. MATERIAL 
3.1. Material: 
- 4 latas (leite em pó, creme de leite, etc.); 
- Placa de zinco; 
 
3.2. Reagente: 
- Solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl). 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Use 4 latas semelhantes e limpas. Enumere-as de 1 a 4. Faça um risco no fundo das 
latas 2, 3 e 4 (utilize um objeto pontiagudo, como um prego, saca-rolhas, etc). Arranhe duas ou 
três vezes para garantir que a camada de estanho seja removida. Prepare a solução aquosa de 
cloreto de sódio. 800ml são suficientes para um conjunto de latas (latas pequenas de 200g). 
As latas deverão ser usadas como indicado a seguir: 
1) lata sem arranhão, com água até 2 ou 3 cm da boca. 
2) lata com arranhão, com água até 2 ou 3 cm da boca. 
3) lata com arranhão, com água salgada (solução aquosa de NaCl a 4,5%). 
4) lata com arranhão, com água salgada e colocar placa de zinco próximo ao arranhão. 
Faça as observações de 24 em 24 horas e anote-as numa tabela como a seguir: (copie-
a em tamanho adequado para fazer as anotações). 
42 
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Tabela 1: Dados obtidos durante a execução do experimento. 
TEMPO (h) LATA 1 LATA 2 LATA 3 LATA 4 
24 
48 
72 
96 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. www.dfq.pucminas.br/apostilas/quimica. Acessado em 02 de novembro de 2009. 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Quais latas sofreram corrosão? (colocar em ordem crescente de corrosão) 
2. Quais fatores que provocaram maior corrosão numa lata do que em outra? 
3. As latas utilizadas pela indústria de alimentos são revestidas por uma fina camada de 
estanho. Consulte uma tabela de potenciais de redução ou de reatividade de metais, e 
justifique este procedimento. 
4. Por que o arranhão favoreceu o desenvolvimento da corrosão na lata n°2? 
5. Por que a presença de cloreto de sódio (NaCl) aumentou a corrosão na lata n°3? 
6. Procure justificar o que ocorreu na lata n°4. 
AULA 09: 
Experimento 08: 
43 
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CORROSÃO III - INFLUÊNCIA DO MEIO ELETROLÍTICO 
 
1. INTRODUÇÃO 
Devemos ter em mente a importância que representa a natureza do meio corrosivo 
que se encontra na imediata proximidade da superfície metálica. Assim, a exemplo de um 
trocador de calor, o meio corrosivo vai apresentar uma temperatura mais elevada na parte em 
contato imediato com a superfície metálica dos tubos. Tal fato pode acarretar uma 
decomposição, nesta região, dos produtos usados para tratamento da água. 
 
2. OBJETIVO 
Demonstrar como se dá a corrosão do ferro quando exposto a diferentes meios 
eletrolíticos 
 
3. MATERIAL 
3.1. Material: Pregos de Ferro; 
 
3.2. Reagentes: 
- Solução de Hidróxido de sódio 1M (NaOH); 
- Solução de Carbonato de sódio 1M (Na2CO3); 
 - Solução de Cloreto de sódio 1M (NaCl); 
 - Solução de Ácido clorídrico 1M (HCl); 
 - Solução de Cloreto de potássio 1M (KCl); 
 - Solução de Ácido sulfúrico 1M (H2SO4); 
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 - Solução de Ácido acético 1M (CH3COOH); 
 - Solução de Cloreto de sódio 10% (NaCl). 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PARTE I 
a) Limpe com água e sabão os pregos polidos e não toque nas superfícies da peça com as 
mãos, devendo-se utilizar pinça. 
b) Coloque um prego limpo em sete tubos de ensaio nomeados de A a G e adicione 4 ml 
das seguintes soluções nos tubos. 
Tubo A: Hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L 
Tubo B: Carbonato de sódio (Na2CO3) 1 mol/L 
Tubo C: Cloreto de sódio (NaCl) 1 mol/L 
Tubo D: Ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L 
Tubo E: Cloreto de potássio (KCl) 1 mol/L 
Tubo F: Ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol/L 
Tubo G: Ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L 
c) Determinar a concentração de íons hidrogênio (Haq
+) em cada solução medindo o pH das 
mesmas, utilizando fitas de pH1, o que é suficiente para saber se as mesmas são básicas, 
ácidas ou neutras. 
 
1 São pedaços de papel cobertos com uma substância indicadora. Geralmente há dois tipos de 
fitas, as que possuem apenas um tipo de indicador, geralmente o tornassol. E as que possuem 
mais de dois tipos. 
Ao mergulhar a fita em um líquido, a coloração da região impregnadacom a solução 
indicadora, muda de coloração e com uma tabela de comparação se determina o valor de pH 
da solução analisada. 
45 
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d) Deixar os pregos nas soluções durante 24 horas, ou seja, de um dia para o outro. 
e) Observar e descrever as mudanças acontecidas. Preencha a Tabela 1 comparativa com 
seus próprios resultados. 
Adicional: 
f) Adicione aos tubos (A a G) duas gotas de ferricianeto de potássio 0,1M (K3Fe(CN)6) e 
observe os resultados. 
g) Num tubo de ensaio H, adicione 1 mL de solução FeSO4 e uma gota de ferricianeto de 
potássio 0,1M (K3Fe(CN)6). Compare este resultado com os obtidos quando o ferricianeto de 
potássio foi adicionado às soluções que contém o prego (tubos A a G). Observe, conclua e 
complete a Tabela 1. 
 
Tabela 1: Resultados obtidos com a Parte I do experimento Corrosão III - Influência do Meio 
Eletrolítico. 
Tubo pH Caráter Observação 1i Observação 2ii 
A 
B 
C 
D 
E 
F 
G 
 
Esta técnica serve apenas para uma avaliação inicial da amostra, existem pHmetros que 
realizam a determinação do pH das soluções com muita precisão. 
46 
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H 
1. O que foi observado antes de adicionar o ferricianeto de potássio aos tubos. 
2. O que foi observado após adicionar o ferricianeto de potássio aos tubos. 
 
INFLUÊNCIA DO MEIO ELETROLÍTICO NA CORROSÃO CAUSADA POR CORRENTE IMPRESSA 
 
PARTE II: Água destilada 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 40 mL de H2O. 
b) Mergulhe na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo positivo e 
ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua, conforme Figura 1. 
c) Após um ou dois minutos agitar o eletrólito: nada se observa, permanecendo o aspecto 
inicial. 
 
Figura 1: Esquema do aparato de corrosão para avaliação da influência do meio eletrolítico. 
PARTE III: Solução de Cloreto de Sódio 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 40 mL da solução de NaCl 10%. 
b) Mergulhe na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo positivo e 
ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua. 
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c) Após alguns minutos de funcionamento da fonte, desligue-a e agite a solução. Observe o 
ocorrido. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. MORA, Nora Díaz; SIHVENGER, João Carlos; LUCAS, Juliana Fenner R. Caderno de 
Práticas de Laboratório de Química Geral. Universidade Estadual do Oeste do Paraná, 
2006. 
6. PÓS-LABORATÓRIO 
1. Indique as soluções nas quais observou alguma evidência de corrosão na parte I. Explique. 
 
2. Escreva as reações de oxidação e redução do ferro, cobre e alumínio imersos nas soluções 
preparadas, assumindo que existe suficiente oxigênio dissolvido. 
 
3. Quais as características observadas na ponta, na cabeça e no resto do prego? Explique essas 
diferenças em relação ao processo de fabricação do prego. 
 
 
 
 
 
 
48 
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AULA 10: 
Experimento 09: 
CORROSÃO IV – PROTEÇÃO CATÓDICA 
 
1. INTRODUÇÃO 
A proteção catódica é um método de controle de corrosão que consiste em 
transformar a estrutura à proteger no cátodo de uma célula eletroquímica ou eletrolítica. O 
emprego de proteção catódica em estruturas de concreto enterradas ou submersas é ainda 
pouco frequente, devido a dificuldades, tais como necessidade de se interligar toda a 
armadura do concreto, de modo a funcionar como um negativo único e a possibilidade de 
fraturas no concreto devido aos esforços gerados pela pressão parcial do hidrogênio liberado 
no cátodo, quando submetido a potenciais muito negativos. Não pode ser usada em estruturas 
aéreas em face da necessidade de um eletrólito contínuo, o que não se consegue na atmosfera 
(Gentil, 2008). 
 
1.1. Proteção catódica galvânica 
O sistema de proteção catódica galvânica ou por ânodo de sacrifício é aquele que 
utiliza uma força eletromotriz de natureza galvânica para imprimir a corrente necessária à 
proteção da estrutura considerada. Esta força eletromotriz resulta da diferença entre o 
potencial natural do ânodo e o potencial da estrutura que se deseja proteger. É uma grandeza 
que depende das características do ânodo, do material que compõe a estrutura que se deseja 
proteger e, de cera forma, do próprio eletrólito. 
49 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
Como a diferença de potencial conseguido nesse sistema é relativamente pequena 
ele é aplicado somente a meios de resistividade elétrica da ordem de no máximo, 6000 Ω.cm. 
É usual o emprego deste sistema em instalações marítimas, já que a baixa resistividade da 
água do mar possibilita uma baixa resistência no circuito de proteção catódica, permitindo a 
injeção, no sistema, de uma corrente de maior intensidade. 
Os materiais tradicionalmente utilizados como ânodos galvânicos são: 
1. Ligas de magnésio; 
2. Ligas de alumínio; 
3. Ligas de zinco. 
Outros materiais podem eventualmente ser utilizados como ânodos galvânicos, em 
sistemas particulares. Como exemplo, cita-se o uso de chapas de aço carbono para proteção 
de peças de bronze, latão ou cobre, em serviço na água do mar. 
Ao fazer a ligação do ânodo com a estrutura, estando ambos em contato simultâneo 
com o eletrólito, forma-se uma pilha na qual a corrente que circula resulta da dissolução 
eletroquímica do ânodo. 
 À luz deste fenômeno, é fácil concluir-se que, em última análise, o ânodo galvânico 
representa uma certa quantidade de energia acumulada, a qual será liberada paulatinamente, 
proporcionando uma corrente elétrica que exercerá uma ação protetora sobre a superfície da 
estrutura (cátodo). 
A circulação desta corrente no sistema dá origem a um processo de polarização, 
fazendo com que os potenciais de ambos os componentes, ânodo e cátodo, se desloquem em 
sentidos convergentes. Assim, o ânodo sofrerá uma polarização anódica, a qual, por princípio, 
deve ser muito pequena, e a estrutura (cátodo) sofrerá uma acentuada polarização catódica, 
de modo a atingir o potencial de imunidade, ou de estabilidade termodinâmica do metal, ou 
liga, no meio considerado. 
 
1.2. Proteção catódica por corrente impressa 
O sistema de proteção catódica por corrente impressa é aquele que utiliza uma força 
eletromotriz, proveniente de uma fonte de corrente contínua, para imprimir a corrente 
necessária à proteção da estrutura considerada. Esta força eletromotriz pode provir de 
baterias convencionais, baterias solares, termogeradores, conjuntos motor-gerador ou 
retificadores de corrente. Os retificadores constituem a fonte mais frequentemente utilizada, 
50 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
e através deles retifica-se uma corrente alternada, obtendo-se uma corrente contínua que é 
injetada no circuito de proteção. 
Como a diferença de potência de saída da fonte pode ser estipulada em valores 
baixos ou elevada, a proteção catódica por corrente impressa aplica-se a estruturas situadasem eletrólitos de baixa, média e alta resistividade. Também ela é aplicada onde se exige 
maiores correntes, portanto, em estruturas de média para grande porte o que não impede o 
seu uso em estruturas pequenas, quando houver conveniência. 
 
 
 
1.3. Aplicações práticas de proteção catódica 
Os trocadores de calor usados em navios – condensadores e resfriadores – 
geralmente são construídos em aço carbono, tendo tubos de cobre ou de suas ligas. É comum 
ver-se carretéis, tampos e espelhos em aço carbono e tubos em latão de alumínio. Estes 
materiais, juntos, e em contato com a água do mar, formam um par galvânico e dão origem a 
um processo de corrosão galvânica em que o aço é atacado. Assim é indispensável o emprego 
de proteção catódica para eliminar esta ação corrosiva. Para isto, tanto se pode usar ânodos 
de liga de zinco como ânodos de liga de alumínio. 
Os cabos de transmissão de energia e cabos de telecomunicações enterrados estão 
sujeitos a problemas de corrosão no revestimento metálico de chumbo, embora muitas vezes 
esta chapa de chumbo seja protegida por um revestimento adicional de PVC ou de polietileno. 
 
“...à luz deste fenômeno, é fácil concluir-se que, em última análise, o ânodo galvânico 
representa uma certa quantidade de energia acumulada, a qual será liberada paulatinamente, 
proporcionando uma corrente elétrica que exercerá uma ação protetora sobre a superfície da 
estrutura.” 
(Proteção Catódica – Aldo Cordeiro Dutra & Laerce de Paula Nunes) 
 
2. OBJETIVOS 
O experimento a seguir tem por objetivo ilustrar e desenvolver alguns conceitos 
básicos de proteção catódica da corrosão como, proteção catódica galvânica (uso de metais de 
sacrifício) e proteção catódica por corrente impressa. 
51 
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3. MATERIAL 
3.1. Material: 
- Bécker de 250 mL 
- Tubos de Ensaios 
- Pregos de ferro e/ou placas de ferro limpos 
- Placas de cobre 
- Placas de zinco ou aço galvanizado 
- Eletrodos de grafite 
- Fios de cobre 
- Fonte de corrente contínua 
 
3.2 Reagentes: 
- Solução de Cloreto de Sódio 5% 
- Solução Alcoólica de Fenolftaleína 
- Solução de Ferricianeto de Potássio 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
PARTE I. Proteção catódica galvânica (ânodos de sacrifício) 
a) Em sete potes (A, B, C, D, E, F e G) adicionar 50 mL de solução de NaCl (5%). 
b) Acrescentar aos potes: 
 A- um prego de ferro 
 B- um prego de ferro ligado a uma placa de cobre 
 C- um prego de ferro ligado a uma placa de zinco 
 D- um prego de ferro envolvido com uma fita de alumínio 
 E- um prego de ferro ligado a placas de cobre e zinco 
 F- um prego de ferro e adicionar 1 mL do inibidor A. 
 G - um prego de ferro e adicionar 1 mL do inibidor B. 
c) Após uma semana preencha a Tabela 1 com suas observações. 
 d) Anote o (s) tubo (s) onde o ferro foi protegido catodicamente. 
Tabela 1: Dados observados na proteção catódica galvânica. 
52 
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 Aspectos Observados 
Ensaio Meio Corrosivo Placas Metálicas Região Anódica 
A 
B 
C 
D 
E 
F 
G 
 
 
PARTE II. Proteção catódica por corrente impressa 1 
a) Em um bécker de 100 mL adicione 50 mL de solução aquosa de NaCl (5%), 10 gotas de 
solução alcoólica de fenolftaleína e 20 gotas de ferricianeto de potássio. 
 b) Imerge dois eletrodos, um de ferro (prego) e outro de grafite, ligando-os 
respectivamente aos polos negativo e positivo de uma fonte de corrente contínua. 
c) Observe o ocorrido e preencha a Tabela 2. 
 
Tabela 2: Dados observados na proteção catódica por corrente impressa 1. 
Eletrodos Polos Reações Químicas Cores Formadas 
Ferro 
 
Grafite 
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PARTE III. Proteção catódica por corrente impressa 2 
a) Em um bécker de 100 mL adicione 50 mL de solução aquosa de NaCl (5%), 10 gotas de 
solução alcoólica de fenolftaleína e 20 gotas de ferricianeto de potássio. 
b) Imerge dois eletrodos, um de ferro (prego) e outro de cobre, ligados por um fio de cobre, 
imobilizando-os dentro da solução. 
c) Imerge após algum tempo um eletrodo de grafite e ligue-o ao polo positivo da mesma 
fonte de corrente contínua, ligando o ferro e o cobre ao polo negativo da mesma fonte. 
 
OBS.: Se a solução já estiver muito turva é conveniente, para melhor observação, substituí-la 
por outra. 
 
Tabela 3: Dados observados na proteção catódica por corrente impressa 2. 
Eletrodos 
 
Polos Reações químicas Cores formadas 
Ferro e cobre 
 
 
Grafite 
 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
2. www.dfq.pucminas.br/apostilas/quimica. Acessado em 02 de novembro de 2009. 
 
6. PÓS-LABORATÓRIO: 
PARTE I 
1. Indique em qual pote o prego sofreu maior corrosão, explicando. 
2. Indique em qual pote o prego sofreu menor processo corrosivo. Explique. 
3. Dê as equações químicas das reações ocorridas nos 6 potes. 
4. Informe os tipos principais de corrosão que ocorrem em cada pote. 
5. Faça um desenho ilustrativo do processo ocorrido em cada pote. 
6. O que seria um inibidor de corrosão e qual sua função? 
PARTE II e III 
7. Explique se poderia ser usado corrente da rede elétrica sem passar pelo retificador. 
8. Explique como o ferro pode ser protegido catodicamente. 
9. Explique as consequências de operar a proteção catódica com excesso de corrente. 
10. Explique a função do grafite nas montagens (Parte I e II). 
11. Explique o tipo de corrosão que ocorre na montagem inicial (Fe, Cu em NaCl(aq)), 
indicando ânodo, cátodo e as respectivas reações. 
 
 
 
 
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AULA 11: 
Experimento 10: 
ESTRUTURA DOS MATERIAIS 
 
1. OBJETIVO 
Montar a célula unitária e a estrutura do metal sorteado para o grupo, facilitando a 
visualização dos tipos de retículos cristalinos estudados na teoria. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Por que estudamos os materiais e suas estruturas? 
Muitos cientistas experimentais ou engenheiros, sejam eles mecânicos, civis, químicos 
ou elétrico, irão uma vez ou outra ficar expostos a um problema de projeto que envolva 
materiais. Os exemplos podem incluir uma engrenagem de transmissão, a superestrutura para 
um edifício, um componente de uma refinaria de petróleo, ou um chip de circuito integrado. 
Obviamente, os cientistas e engenheiros de materiais são especialistas que estão totalmente 
envolvidos na investigação e no projeto de materiais. 
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Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia 
 
Muitas vezes, um problema de materiais consiste na seleção do material correto 
dentre muitos milhares de materiais disponíveis. Existem vários critérios nos quais a decisão 
final está normalmente baseada, em primeiro lugar, as condições de serviço devem ser 
caracterizadas, uma vez que estas irão ditar as propriedades exigidas do material. Uma 
segunda consideração de seleção é qualquer deterioração das propriedades dos materiais que 
possa ocorrer durante a operação em serviço. Por fim, provavelmente