eletrolise -relatorio final

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Faculdades Oswaldo Cruz 
 
 
 
 
 
 
Laboratório de Química Geral e Experimental 
 
 
 
 
Química Bacharelado 
 
 
 
 
Sérgio de Souza Leme 
 
 
 
Nome da Experiência: Eletrólise 
Data da Realização da Experiência: 17/10/2019 
Data da Entrega do Relatório: 31/10/2019 
Nome do Aluno: Aline Andrez Vidal Número do Aluno: 1019046 
Nome do Aluno: Bruna Bonini Número do Aluno: 1019166 
Nome do Aluno: Jaqueline Pereira da Silva Número do Aluno: 1019034 
 
 
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1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
1.1.1 Introdução sobre eletrólise 
Quando um composto iônica é dissolvido em água ou fundido, ocorre a separação 
dos seus íons, fenômeno que recebe o nome de dissociação iônica. A dissociação 
corresponde á um aumento na liberdade de movimentação dos íons, por exemplo, 
quando fundimos o cloreto de sódio (NaCl) ou dissolvemos, os íons Na+(aq) e Cl
-
(aq) 
libertam-se da estrutura cristalina e passar a ficar livres no sistema. Esses íons ficam 
livres sendo atraídos pelos eletrodos. 
Os elétrons entregues ao eletrodo positivo gera uma corrente de elétrons que entra 
no polo positivo do gerador, atravessam o gerador e saem pelo polo negativo, 
fornecem continuamente elétrons ao polo negativo, no qual neutralizam os íons 
positivos, que chegam a esse eletrodo. O circuito elétrico fecha-se com o eletrólito 
funcionando como um condutor, enquanto nos fios metálicos do sistema, a corrente 
elétrica é constituída apenas pelo movimento ordenado dos elétrons livres, no 
eletrólito ela é constituída pelo movimento contrário dos íons positivos e negativos, o 
processo descrito chama-se eletrólise e só funciona, quanto os eletrodos estiverem 
ligados á um gerador. 
Este funciona como uma "bomba" de elétrons, "levando-os" pelo seu polo negativo e 
"aspirando-os" pelo seu polo positivo. Em outras palavras, o papel do gerador é 
fornecer energia ao processo. A energia é necessária para "empurrar" os elétrons 
até o polo negativo, "aspirar" os elétrons do polo positivo, e assim vencer as 
resistências do circuito (os elétrons encontram resistência no seu movimento dos 
fios condutores e os íons encontram resistência para se mover dentro do eletrólito). 
Resumindo, o "bombeamento" de elétrons - que garante um estoque de elétrons em 
excesso no eletrodo negativo e um excesso de cargas positivas no eletrodo positivo 
faz-se á custa da energia fornecida por um gerador. 
A eletrólise tem várias aplicações na indústria nos dias atuais, sendo elas: produção 
de hidrogênio, cloro, hidróxido de sódio, extração e purificação de metais a partir de 
seus minérios, a proteção de matais ou ligas por meio de deposição de finas 
camadas protetoras para evitar a corrosão, o recobrindo de objetos por finas 
camadas de metais. 
Existem dois tipos de eletrólise que são caracterizadas pelo seu meio condutor: a 
eletrólise aquosa, onde as substâncias iônicas tem capacidade de conduzir corrente 
 
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elétrica, quando estão em soluções aquosas, e a eletrólise ígnea, que é a passagem 
de uma corrente elétrica em uma substância iônica em estado de fusão. 
 
1.1.2 Eletrólise 
A eletrólise é o ramo estudado pela eletroquímica, em que a energia elétrica é 
transformada em energia química, ou seja, trata-se do inverso que acorre em uma 
pilha. O processo das pilhas é espontâneo, e o da eletrólise não é, pois depende de 
uma fonte de corrente elétrica, que fornecerá energia para o sistema por meio de um 
gerador, para que a oxirredução aconteça. 
Toda eletrólise precisa de um gerador de corrente contínua, que passará a corrente 
elétrica por uma solução com íons dissolvidos, que é chamada de eletrólito. No 
eletrólito, ficam imersos dois eletrodos, que são geralmente inertes, feito de platina 
ou carbono grafite, sendo que um é o cátodo e o outro o ânodo. O recipiente onde 
ficam os eletrodos e o eletrólito, é chamado de cuba eletrolítica. 
A eletrólise ocorre então da seguinte maneira: quando um gerador é ligado, os 
elétrons são transportados do gerador pelo seu polo negativo, e entram na cuba 
eletrolítica pelo polo positivo, onde acontece uma reação de redução, em que se 
recebe elétrons, como apresentado abaixo: 
 
Cátodo (polo negativo): Redução: Cx+ + x e- C 
 
Então, na cuba eletrolítica, os elétrons emergem do ânodo, onde ocorre a oxidação, 
isto é, a perda de elétrons, e chegam ao seu gerador pelo polo positivo. A reação de 
oxidação é representada por: 
 
Ânodo (polo positivo): Oxidação: Ay- A + y e- 
 
A reação global é formada pela soma dessas duas semirreações. Desse modo, a 
energia que foi usada para a descarga dos íons, no final, produz uma substâncias 
simples ou metálicas muito usadas na indústria. Tal energia, é a energia elétrica 
armazena nas substâncias na forma de energia química. 
 
1.1.3 Eletrólise ígnea 
 
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Ocorre em altas temperaturas e na ausência de água. Neste tipo de eletrólise o 
sólido iônico deve estar liquefeito para os íons se deslocarem com maior facilidade 
até os eletrodos, e aí se descarregarem. 
Neste caso, o eletrólito é uma substância fundida, isto é, que está em estado líquido 
sem a presença de água, porque o ponto de fusão dos metais fundidos é, 
geralmente, muito elevado. 
Por exemplo, temos a eletrólise do sal de cozinha fundido, que produz duas 
importantes substâncias, que não são encontradas sozinhas na natureza, o sódio 
metálico (Na(s)) e cloro gasoso (Cl2(g)). O ponto de fusão do sal é superior á 800,4°C, 
portanto, não há água no meio, pois o ponto de fusão da água é 0°C e o de ebulição 
100°C. 
Quando se passa corrente elétrica pelo sal fundido, ocorre o seguinte: 
Cátodo: Na+(l) + e
- → Na(s) 
Ânodo: 2Cl-(l) → 2 e
- + 1Cl2(g)____________ 
Reação Global: Na+(l) + 2Cl
-
(l) → Na(s) + 1Cl2(g) 
 
Figura 1 - eletrólise ígnea do NaCl. 
 
 
Fonte: Brasil Escola 
1.1.4 Eletrólise aquosa 
Nesse caso, o eletrólito é a solução aquosa com os íons dissolvidos. Na eletrólise 
em meio aquoso existem, além dos íons dissolvidos na substância, os íons da água 
(H+ e OH-). Assim, é necessário consultar tabelas de facilidade de descarga para 
 
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saber qual será o seu ânion e qual será o seu cátion, que participaram da 
oxirredução e ficaram neutros. 
Por exemplo, como na eletrólise da salmora (sal dissolvido em água), temos os 
quatro íons: H+, OH-, Na+, e Cl-. Consultando a tabela de facilidade de descarga 
elétrica, vemos que H+ tem mais facilidade do que Na+. 
 
Figura 2 - Tabela de descarga elétrica. 
 
Fonte: Mundo educação 
 
Também notamos que Cl- tem mais facilidade do que OH-. Assim, o cátion Na+ e 
ânion OH- permaneceram na solução como íons espectadores. Enquanto, H+ e Cl- 
irão reagir. 
Figura 3 - Equação geral do Nacl. 
 
Fonte: Mundo da educação 
 
 
 
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Figura 4 - Representação da eletrólise aquosa do NaCl. 
 
Fonte: Mundo da educação 
 
2. OBJETIVOS: 
Estudar experimentalmente a eletrólise de uma solução. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
3.1 Eletrólise da solução aquosa de iodeto de potássio. 
3.1.1 Coloca-se uma solução de iodeto de potássio em um tubo em U, até preencher 
 do volume. Depois, liga-se a fonte de corrente contínua nos eletrodos de carvão, e 
deixa-se ocorrer por, aproximadamente, 15 minutos. Observa-se os fenômenos que 
ocorrem nos dois polos. 
3.1.2 Coloca-se 1 mL de solução de ânodo em dois tubos de ensaio, no primeiro, 
adiciona-se 4 gotas de solução de amido, e no segundo, 4 gotas de clorofórmio. 
Observa-se o resultado final.3.1.3 Coloca-se 1 mL de solução de cátodo em um tubo de ensaio, posteriormente, 
adiciona-se 4 gotas de fenolftaleína, e observa-se o resultado. 
 
3.2 Eletrodeposição do cobre. 
3.2.1 Coloca-se 20 mL de solução 1,0 mol.L-1 de sulfato de cobre (ll) em um béquer 
de 100 mL, liga-se o polo positivo em uma placa de cobre, e o polo negativo, na 
 
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placa de zinco. Posteriormente, mergulha-se as duas placas na solução de sulfato 
de cobre (ll) por 30 segundos. Observa-se o resultado. 
 
4. RESULTADO E DISCUSSÃO 
 
4.1.1 Eletrólise da solução aquosa de iodeto de potássio 
Foi colocado solução de iodeto de potássio em um tubo U até aproximadamente 3⁄4 
do seu volume, ligou-se as fontes de corrente continua nos eletrodos de carvão e foi 
deixado a eletrolise ocorrer por 20 minutos e observou-se o que ocorreu, no polo 
positivo, ou seja ânodo, foi observado que surgiu uma coloração amarelada na 
solução, já no polo negativo, catodo, foi observado que surgiram bolhas de gás no 
eletrodo. Após isso, foi desligada a fonte de energia. 
Figura 5 - Tubo em U 
 
Figura 6 - Ânodo 
 
 
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Figura 7 - Cátodo 
 
 
A eletrólise do iodeto de potássio gera a seguinte equação global: 
2KI(s) + 2H2O(l) 2KOH(aq) + H2(g) + I2(s) 
 
Figura 8 - Equação global 
 
Fonte: Mundo da educação 
 
Logo em seguida foi colocado 1 mL da solução do anodo em dois tubos de ensaio, 
no primeiro foi adicionado 4 gotas de solução de amido e observou-se que a solução 
ficou azul, mais puxada para o preto, o que indica que tem a presença de Iodo e no 
segundo tubo, foi colocado 4 gotas de clorofórmio, agitou-se e foi observado que a 
solução ficou em duas cores, embaixo rosa e em cima ficou amarelo, isso correu 
pois o iodo não é solúvel em água, então há duas fases no sistema. E depois foi 
colocado 1mL da solução do catodo em outro tubo de ensaio e adicionou-se 4 gotas 
de fenolftaleína, que é um indicador de ácido-base, que se ficar incolor é ácido e se 
ficar rosa é base, portanto foi observado que a solução fica com uma coloração rosa, 
ou seja, é uma base. 
 
 
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Figura 9 - Tubo 1 com ânodo 
 
Figura 10 - Tubo 2 com ânodo 
 
Figura 11 - Tubo 3 com cátodo 
 
 
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4.1.2 Eletrodeposição do cobre 
Foi colocado em um béquer de 100 mL, 20 mL de solução 1,0 mol/L de sulfato de 
cobre(II), ligou o polo positivo da fonte de corrente continua em uma placa de cobre 
(ânodo) e o polo negativo em uma placa de zinco (cátodo), mergulhou as placas no 
sulfato de cobre (II) por alguns segundos e observou-se que com a oxidação do 
cobre (deposição dos seus elétrons na placa de zinco) a placa que recebeu elétrons, 
adquiriu uma mancha laranja e a placa do ânodo, ficou mais clara pela sua perda de 
elétrons. Com isso, podemos dizer que houve perda da massa na placa de cobre e 
ganho na massa na placa de zinco com a eletrodeposição. 
Figura 12 - Eletrodeposição do cobre 
 
 
Equação: Zn(s) + Cu
2+
(aq) Cu(s) + Zn
2+
(aq) E°=+1,10V 
Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) E°= +0,34V 
Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
- E°=-0,74V 
Zn(s) + Cu
2+
(aq) Cu(s) + Zn
2+
(aq) E°=+1,10V 
 
5. CONCLUSÃO 
Com base nos resultados obtidos, pode-se concluir que a eletrólise ocasiona a 
quebra de ligações iônicas por meio de corrente elétrica, baseada no conceito de 
transformar energia elétrica em energia química, com estes experimentos, foi 
 
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possível observar também, que através de induções elétricas pode ocorrer uma 
reação não espontânea. 
Baseando-se no primeiro experimento, a oxirredução foi evidenciada pelo 
desprendimento de bolhas de gás (ânodo) e a mudança de coloração (cátodo) nos 
dois polos. Obtendo a oxidação do iodeto aquoso em iodeto sólido e redução do 
hidrônio líquido para hidrogênio gasoso. 
No segundo experimento, a eletrodeposição do cobre foi rapidamente observada 
pela mudança de coloração das placas de zinco (cátodo) e cobre (ânodo) metálicos, 
esta descoloração das placas leva a conclusão de que houve aumento e perda de 
massa, respectivamente. Com isto, leva-se em consideração a segunda lei da 
eletrólise: "As massas de vários elementos, quando depositadas durante a eletrólise 
pela mesma quantidade de eletricidade serão diretamente proporcionais aos 
respectivos equivalentes químicos." 
 
6. QUESTIONÁRIO 
 
6.1 Quais os produtos liberados no cátodo e no ânodo? Como foram identificados? 
No ânodo, foi liberado íons de iodo, que foi identificado pela coloração amarela que 
estava misturando-se com a solução, e no cátodo, houve a liberação de gás H2(g), 
obervado pelas bolhas formadas em volta do eletrodo. 
 
6.2 O que acontece com iodo na presença de solução de iodeto de potássio? 
O iodo irá reagir com o iodeto de potássio, formando um íon complexo I3
-
(aq). 
 
6.3 A solução usada na eletrólise precisa ser iônica? Por quê? 
Sim, pois quando há uma solução iônica, os íons da solução são dissociados, e 
ficam divididos entre íons positivos (cátodo) e íons negativos (ânodo). Sendo 
conhecido por eletrólito, esses íons servem como condutores de eletricidade. 
Na cuba, com o íons da solução iônica, deve haver também, os íons formados pela 
água, e cada par de íons positivo e negativo irão "competir" entre si para saber qual 
se formará ao redor do eletrodo. 
 
6.4 Que substâncias seriam formadas se, em vez de uma solução de iodeto de 
potássio, usássemos uma solução de cloreto de sódio? 
 
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Seria formado Cloro gasoso (Cl2), hidrogênio gasoso (H2), íons de sódio (2Na
+
(aq)) e 
íons de hidróxido (2OH-(aq)). 
 
6.5 O que eletrólise ígnea? 
A eletrólise ígnea é realizada na ausência de água, normalmente são utilizados 
compostos iônicos fundidos. Este tipo de eletrólise é, por exemplo, utilizada na 
obtenção do alumínio a partir da bauxita (minério de alumínio). Para realizar esta 
eletrólise é necessário uma fonte de corrente contínua, uma cuba eletrolítica, onde o 
sistema sofrerá o processo de eletrólise, com ajuda de eletrodos inertes, como o 
carbono grafite ou platina. 
 
6.6 Por que se utiliza eletrodo de carvão? 
O método de preparação do eletrodo de carbono cerâmico influencia diretamente 
nas suas propriedades condutoras, mecânicas e morfológicas. A maior parte na 
diferentes configurações dos eletrodos de carbono cerâmico descritas na literatura, 
utiliza precursores hidrofóbicos, em particular o metil-trimetoxissilano, para a 
construção de sensores eletroquímicos. Tal característica pode ser descrita devido 
ao aumento de hidrofobicidade da interface eletrodo-solução, possibilitando que 
somente poucas partículas de carbono fiquem em contato com o eletrólito. Está 
configuração minimiza a corrente de fundo, a qual é proporcional á superfície 
condutora do eletrodo, aumentando a sensibilidade dele. Por outro lado, 
 
6.7 Equacione as semirreações e a reação global ocorrida na eletrodeposição do 
cobre. 
Equação: Zn(s) + Cu
2+
(aq) Cu(s) + Zn
2+
(aq) E°=+1,10V 
Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) E°= +0,34V 
Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
- E°=+0,74V 
Zn(s) + Cu
2+
(aq) Cu(s) + Zn
2+
(aq) E°=+1,10V 
 
 
 
 
 
 
 
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7. BIBLIOGRAFIA 
7.1 JONES, Loretta; ATKINS, Peter. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente.Porto Alegre: Bookman, 2012. 
7.2 VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa . 5 ed. Mestre Jou, 1981. 
7.3 KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M. Química Geral e 
ReaçõesQuímicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005. 
7.4 PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano , volume1, 
4ª edição, ed moderna, São Paulo, 2006.