Relatório Eletroquímica

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UNIFEI – UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ 
QUI017 – QUÍMICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
5º Laboratório: Células Voltaicas e Galvanoplastia 
 
 
Relatório de Experimentos 
 
 
Diego Ferreira de Souza Cardoso Barros 2019000985 
Geronimo Maia da Silva 2019010005 
Pedro Augusto Pereira Carvalho 2019003234 
 
 
 
 
 
 
1. Introdução 
Pilhas são dispositivos usados em circuitos elétricos que fornecem energia para o 
funcionamento desse circuito. Essa energia é gerada através de reações químicas 
espontâneas que ocorrem internamente as pilhas, fazendo com que a energia química 
armazenada na pilha seja convertida em energia elétrica e fornecida ao circuito. 
Uma das primeiras pilhas inventadas ficou conhecida como pilha de Daniell (devido 
ao criador John Daniell) e consiste basicamente em um eletrodo de zinco, inserido em 
uma solução de sulfato de zinco, e um eletrodo de cobre, inserido em uma solução de 
sulfato de cobre. Tais soluções são conectadas através de uma ponte salina, e os eletrodos 
através de um condutor. O eletrodo de zinco sofre oxidação (ânodo) e perde elétrons, 
fornecendo-os para a placa de cobre (cátodo), na qual ocorre a redução. [1] [2] 
Uma representação pode ser observada na Figura 1 abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Representação de uma pilha de Daniell 
 
2. Objetivos 
 
Este experimento visa possibilitar a observação da espontaneidade de reações de 
óxido-redução, além de montar a pilha de Daniell e reconhecer os produtos de uma 
eletrólise. 
 
3. Resultados e discussão 
 
a) Procedimento 1 
 
Primeiramente, colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de 
solução de cobre (II) 0,2 M, na qual foi mergulhado um prego (previamente limpo com 
palha de aço). Anteriormente a isso, a solução apresentava cor azul; e o prego, cinza. 
Contudo, após alguns minutos, o prego passou a apresentar cor alaranjada, devido a 
deposição de cobre. A cor da solução também sofreu alteração, passando a se apresentar 
mais clara do que antes, uma vez que os íons Cu2+ foram retirados da solução (se 
depositaram sobre o prego). 
A equação de oxirredução está apresentada abaixo: 
 
Fe(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + FeSO4(aq) 
 
Com relação à lâmina de cobre que foi mergulhada na solução de zinco (II) 0,2 
M, a solução, no início do procedimento, apresentava-se transparente. Aparentemente, 
nada ocorreu nessa reação, pois a solução não apresentou mudança de coloração. Isso se 
deve ao fato de que Zn(s) + CuSO4(aq) ser resultado de uma reação de oxirredução e, por 
isso, a reação inversa só iria ocorrer se uma corrente elétrica fosse fornecida e ocorresse 
uma reação de eletrólise. 
A equação de oxirredução encontra-se abaixo: 
 
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq) 
 
b) Procedimento 2 
 
Primeiramente, colocou-se, em um béquer, 50 mL da solução de sulfato de cobre 
(II) 1,0 M e, em outro béquer,50 mL da solução de sulfato de zinco (II) 1,0 M. Encheu-se 
o tubo U com solução saturada de KCl, com objetivo de fazer a ponte salina. Montou-se 
o sistema e o circuito foi fechado. 
Observando a Tabela de Potencial de Redução, calculou-se o potencial da pilha, 
que nesse caso era de 1,1 V (devido aos potenciais de redução padrão das reações abaixo 
descritas). 
As equações de semirreação estão abaixo: 
 
Semirreação no Cátodo (Redução): Cu2+(aq) + 2 elétrons → Cu(s) Ered
0 = + 0,34V 
Semirreação no Ânodo (Oxidação): Zn(s) → Zn
2+
(aq) + 2 elétrons Ered
0 = + 0,76V 
Equação Global: Cu2+(aq) + Zn(s) → Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 
c) Procedimento 3 
 
Esse procedimento foi realizado pela professora como demonstração. Após a 
montagem do sistema no tubo U (utilizando iodeto de potássio), montou-se o circuito com 
as lâminas de grafite e iniciou-se o procedimento de eletrólise. 
No pólo positivo (cátodo), houve liberação de gás hidrogênio, que apresentou cor 
marrom claro. Após isso, colocou-se fenolftaleína na solução, que manteve a cor 
amarelada, sem alterações, ou seja, trata-se de um meio ácido. Em seguida, adicionou-se 
solução de amido e a solução passou a apresentar cor preta, devido a formação de 
complexos. 
No pólo negativo (ânodo), houve a formação de iodo sólido. Ao adicionar 
fenolftaleína, a solução imediatamente apresentou coloração rosa, ou seja, tratava-se de 
um meio básico. Após isso, adicionou-se, também, solução de amido, e a solução final 
passou a apresentar coloração marrom, dada a presença de iodo na solução. 
As reações encontram-se abaixo: 
 
Ionização da água: H2O(l) → H
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Dissolução do iodeto de potássio: KI(aq) → K
+
(aq) + I
-
(aq) 
Semirreação de redução (cátodo): 2H+(aq) + 2 elétrons → H2(g) 
Semirreação de oxidação (ânodo): 2I-(aq) → I2(s) + 2 elétrons 
Reação global: 2 KI(aq) + 2 H2O(l) → I2(s) + H2(g) + 2K
+
(aq) + 2 OH
-
(aq) 
 
A reação de eletrólise aquosa ocorreu entre o potássio (metal alcalino tem mais 
facilidade do que hidrogênio) e com a água (a hidroxila tem mais facilidade do que o íon 
I-, visto que é um ânodo não oxigenado). Como produto, houve a formação de KOH(aq), 
ou seja, no final da eletrólise, a solução apresenta caráter básico. 
 
d) Procedimento 4 
 
Inicialmente, limpou-se as lâminas com esponja de aço e com ácido clorídrico. 
Após isso, mediu-se a massa do latão (4,085g). Em seguida, mergulhou-se o latão na 
solução de CuSO4, onde o mesmo permaneceu por aproximadamente 5 minutos. 
Retirando o latão da solução, percebeu-se que o mesmo apresentava coloração rosa em 
sua superfície, devido à deposição de cobre. A massa final do latão foi de 4,1326g. 
As equações de redução e oxidação encontram-se abaixo: 
 
Reação de oxidação (ânodo): Zn(s) + SO4
2-
(aq) → ZnSO4(aq) + 2 elétrons 
Reação de redução (cátodo): Cu2+(aq) + 2 elétrons → Cu(aq) 
 
Em seguida, repetiu-se o procedimento, mas dessa vez utilizando solução de NiCl2 
e sem limpar as lâminas, ou seja, a massa inicial do latão nesse experimento é de 4,1326g. 
O latão permaneceu na solução, por aproximadamente, 5 minutos. Com sua retirada da 
solução, o mesmo apresentava coloração cinza (devido a deposição de níquel) e massa de 
4,1479g). 
As equações das reações de redução e oxidação estão abaixo: 
 
Equação de redução (cátodo): Ni2+(aq) + 2 elétrons → Ni(s) 
Equação de oxidação (ânodo): 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2 elétrons 
 
4. Conclusão 
Dos experimentos realizados, pode-se notar com os experimentos alguns tipos de 
reações espontâneas e não-espontâneas, com relação à eletrólise (galvanoplastia) e a pilha de 
Daniell. 
Dentro desses experimentos, conseguiu-se entender o princípio de funcionamento de 
uma pilha, com relação às diferenças de potencial de determinados materiais, juntamente com 
o meio em que são aplicadas. Notou-se ainda, que gerou-se uma pequena diferença de 
potencial como a corrente elétrica que seria fornecida pela pilha montada, isso uma vez que 
o sistema é dependente dos materiais utilizados. 
Já para a parte de galvanização, notou-se de ser um experimento não-espontâneo, 
necessitando-se de uma fonte externa de energia, e que seria como resultado, um valor 
dependente da corrente e do tempo colocado no processo realizado. E que para pequena 
quantidade depositada, notou-se um grande rendimento, e que, caso fosse necessário uma 
maior quantidade de material, em consequência, necessitar-se-ia de maior corrente elétrica ou 
de um tempo maior. 
 
5. Referências 
[1] https://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p2.php 
[2] Vogel, A. I.; Química Analítica Qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo, (1981) 
https://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p2.php