Estudo da Eletrólise em meio aquoso (relatório)

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UNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIE 
ESCOLA DE ENGENHARIA – EE 
Graduação em Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE ATIVIDADE PRÁTICA: ESTUDO DA 
ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO 
 
 
GABRIEL DIOGO DE SÁ GONÇALVES, 31808387 
GABRIEL FONTENELE DO NASCIMENTO, 31878539 
LUCAS COSTA DE MOURA, 31821626 
PAULO CESAR DE ABREU, 31805991 
 
TURMA 05N12 
 
 
 
 
 
São Paulo 
2020 
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UNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIE 
ESCOLA DE ENGENHARIA – EE 
Graduação em Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE ATIVIDADE PRÁTICA: ESTUDO DA 
ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO 
 
 
Relatório de atividade prática desenvolvido 
como instrumento de avaliação parcial para 
aprovação na componente curricular Físico 
Química – Laboratório, turma 5N12, do curso 
de Química da Escola de Engenharia da 
Universidade Presbiteriana Mackenzie, sob 
orientação do Professor Dr. Sergio P. Souza Jr. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São Paulo 
2020 
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Sumario 
 
1. INTRODUÇÃO ........................................................................... Pág. 04 
2. PARTE EXPERIMENTAL ........................................................... Pág. 10 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES .............................................. Pág. 14 
4. CONCLUSÃO ............................................................................ Pág. 17 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................. Pág. 18 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
A eletroquímica é a área da química que contém o objetivo de estudar 
reações químicas que geram corrente, células eletroquímicas, por meio de 
reações de oxi-redução e reações que ocorrem pelo fornecimento de energia, a 
eletrólise. Uma reação de oxi-redução tem em base o ganho e perca de elétrons. 
Chamamos de agente oxidante o elemento que sofre redução, ele ganha 
elétrons nesta reação. Já o agente redutor sofre oxidação, ele perde elétrons. 
Um exemplo abaixo: 
2Ag+ + Cu0 → 2Ag0 + Cu2+ 
 Nesta reação acima vemos que a prata recebe elétrons, portanto ele sofre 
redução e o cobre perde elétrons sofrendo uma oxidação. Pode-se provar esta 
reação fazendo uma célula eletroquímica no qual é facilmente montada como na 
figura 01, no qual a sua montagem consiste em dois condutores chamados 
eletrodos, cada um deles imerso em uma solução eletrolítica, uma ponte salina 
que possui uma função na qual é trazer o equilíbrio de cargas na solução, o 
voltímetro para medir a quantidade de volts produzido. Podemos analisar esta 
equação ocorrendo através pelo o fluxo de elétrons mostrado na figura 02, 
condizendo com a equação acima. 
Figura 01 – Esquema da montagem da célula eletroquímica 
 
Fonte – SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução 
da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006. 
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Figura 02 – Representação do funcionamento do fluxo de elétrons na célula eletroquímica. 
 
Fonte – SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução 
da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006. 
 
 Em figura 02, é visto que o eletrodo de prata é chamado de cátodo 
já que é para onde os elétrons estão indo e o eletrodo de cobre é chamado de 
ânodo já que é a partir desse eletrodo que sai os elétrons, a prata atrai os 
elétrons e o cobre é a fonte de elétrons. O exemplo dado é de uma reação que 
gera corrente elétrica, para se montar uma célula eletroquímica que gera 
corrente deve-se conhecer o que é o potencial de redução (Eºred), ou o potencial 
de oxidação (Eºoxi), no qual são medidos em Volt (V). Quanto maior o potencial 
de redução maior redutor que esse metal é, quanto maior o potencial de oxidação 
maior oxidante esse metal é. A tabela 1 mostra o potencial de redução e de 
oxidação dos metais. 
 
 
 
 
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Tabela 1 – Potencial de oxidação e potencial de redução. 
 
 
 Para se determinar se a célula eletroquímica vai gerar corrente a variação 
de potencial desta pilha tem que ser positiva, para se determinar a ddp desta 
pilha, segue a seguinte fórmula: 
∆EºPilha= EºCátodo- EºÂnodo 
 Quando a variação é positiva, a reação é espontânea gerando corrente 
elétrica, quando a variação é negativa, a reação não é espontânea, sendo assim 
para que a reação ocorra é preciso, chamamos esse tipo de reação de eletrólise. 
Na eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite 
(grafita) ou platina. Para que a eletrólise ocorra deve haver uma energia elétrica 
contínua, uma voltagem suficiente para provocar a eletrólise e íons livres. 
Existem dois tipos de eletrólise a Ígnea e a Aquosa. A eletrólise ígnea é a 
eletrólise que não ocorre em meio de água, ela consiste em metais iônicos 
fundidos, no qual ao se fundir eles se ionizam, formando-se íons, a partir desse 
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íons a formação de corrente elétrica, em figura 03 é visto um exemplo de uma 
eletrólise ígnea de Na+ e Cl–. 
Figura 03 – Exemplo de eletrólise ígnea de NaCl 
 
Fonte: alfaconnection.net/pag_avsf/fqm0302.htm 
 Já a eletrólise aquosa, ocorre uma dissociação de um composto em meio 
aquoso, a água. Nesta eletrólise é necessário considerar a reação de 
autoionização da água, quando há produção de H+ e OH-. O sal será dissolvido 
em água e a partir dos íons livres haverá produção da corrente elétrica; ocorre 
quatro reações nesse processo para se obter a equação global desta eletrólise. 
Um exemplo é utilizar o sal NaCl, os íons positivos irão ser atraídos pelo eletrodo 
negativo e os íons negativos pelo eletrodo positivo. Para saber o que ocorre é 
necessário conhecer a ordem de descarga de cátions e ânions. 
Para cátions: 
Au>Pt>Hg>Ag>Cu>Ni>Cd>Pb>Fe>Zn>Mn>hidrônio>família IIIA> família 
IIA > família IA 
Para ânions 
Ânions não oxigenados e o HSO4 > hidróxido > ânions oxigenados e F 
Nesta eletrólise representada na figura 04 ocorre as seguintes equações: 
 
 
 
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Dissociação 2 NaCl → 2 Na+ + Cl– 
Ionização da água 2 H2O → 2 H+ + OH– 
Reação do Cátodo 2 H+ + 2 e– → H2(g) 
Reação do Ânodo 2 Cl– → Cl2(g) + 2 e– 
Equação Global H2O + 2 H2O → 2 Na+ + Cl2(g) + H2(g) + OH– 
 
Figura 04 – Esquema representado da eletrólise aquosa de NaCl 
 
 O seguinte experimento consiste no estudo da eletrólise em meio aquoso, 
a eletrólise nada mais é do que a passagem de corrente, nesse caso em solução 
mas também existe a eletrólise ígnea, provocando assim reações de oxidação e 
redução devido ao fluxo de elétrons que partem da espécie que está oxidando 
para a espécie que estará reduzindo, entretanto para que essa reação ocorra de 
maneira espontânea, é necessário previamente que seja verificado os potenciais 
de redução das espécies em solução para que assim possa-se determinar se 
será espontâneo ou não, caso seja espontâneo o potencial resultante das duas 
equações (redução e oxidação) será positivo. 
Para o experimento será preparado, em um primeiro momento, duas 
soluções de sulfato de cobre e sulfato de zinco em dois béqueres separados, e 
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mergulhado neles respectivas placas de seus metais, a fim de manter em 
equilíbrio os íons dos metais em solução, bem como a ponte salina em “U” que 
mantém em equilíbrio os elétrons, e então será medida sua ddp através de um 
voltímetro. Em um segundo momento, em um tubo em “U” contendo uma solução 
de iodeto de potássio, será fornecido corrente através de uma pilha, com isso 
haverá a indução a formação do iodo e respectivamente a eletrólise da água, 
para confirmar a ocorrência dessas reações (redução do iodo e eletrólise da 
água) será colocado fenolftaleína nas extremidades do tubo para que assim 
possa-se identificar em um dos lados do tubo sua basicidade devido a presença 
da hidroxila, já na outra extremidade espera-se que haja formação do Iodo, 
confirmando assim uma reação de oxirredução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1Materiais e Reagentes 
- 1x Lâmina de cobre de 2 x 5 cm. 
- 1x Lâmina de zinco de 2 x 5 cm. 
- Palha de aço. 
- Solução de sulfato de cobre (1,0 mol/L). 
- Solução de sulfato de zinco (1,0 mol/L). 
- Solução de cloreto de potássio (0,5 mol/L) ou nitrato de sódio (0,5 mol/L). 
- Solução de iodeto de potássio (1,0 mol/L). 
- Solução alcoólica de fenolftaleína. 
- Solução de amido. 
- Algodão. 
- 2x Béqueres de 50 ml. 
- 2x Tubos em U. 
- 2x Eletrodos de grafite. 
- 1x Bateria de 9 volts. 
- 1x Voltímetro ou Multímetro. 
- 2x Pontas de prova com plugue banana e garra jacaré. 
- 2x Cabos com garras jacarés nas extremidades. 
- 1x Suporte universal. 
- 2x Garras para suporte universal. 
 
Figura 5 – Imagem mostrando a aparelhagem montada. 
 
Fonte: Os autores 
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3.2 Procedimento 
 Célula Galvânica 
 Para preparar a célula galvânica (figura 5) primeiramente foram 
preparadas as lâminas de cobre e zinco removendo-se a oxidação superficial 
presentes nas duas faces das lâminas com o uso de uma palha de aço. 
 Então em uma das pontas de prova foi fixada a garra jacaré na 
extremidade da lâmina de cobre e o plugue banana conectado ao terminal 
positivo do multímetro. E na outra ponta de prova foi fixada a garra jacaré na 
extremidade da lâmina de zinco e o plugue banana conectado ao terminal 
negativo do multímetro. 
Adicionou-se 45 ml da solução de sulfato de cobre (1,0 mol/L) a um béquer 
de 50 ml, e foi introduzido parcialmente a lâmina de cobre na solução. 
Adicionou-se 45 ml da solução de sulfato de zinco (1,0 mol/L) a um outro 
béquer de 50 ml, e foi introduzido parcialmente a lâmina de zinco na solução. 
O multímetro foi ligado e ajustado a leitura para tensão contínua (V⎓), e 
foi medido o valor de tensão para o circuito em aberto (figura 6). 
 
Figura 6 – Circuito em aberto. 
 
Fonte: Os autores 
Um tubo em U foi preenchido com a solução cloreto de potássio ou nitrato 
de sódio (0,5 mol/L) e as suas extremidades foram tampadas com algodão, 
certificando-se que não houvesse bolhas impedindo o fluxo da solução dentro do 
tubo em U. Este tubo então foi fixado ao suporte universal com o uso de uma 
garra, e cada uma de suas extremidades foram colocadas dentro dos béqueres 
em contato com as soluções de sulfato de cobre e de zinco. 
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Com o multímetro foi medido o valor de tensão para o circuito fechado 
(figura 07). 
 
Figura 7 – Célula galvânica com a ponte salina (tubo em U). 
 
Fonte: Os autores 
Célula Eletrolítica 
Um outro tubo em U foi preenchido com solução de iodeto de potássio 
(1,0 mol/L) e em cada uma das extremidades do tubo adicionadas duas gotas de 
solução de amido e duas gotas de solução alcoólica de fenolftaleína. Este tubo 
então foi fixado ao suporte universal com uma garra. 
Cada um dos cabos com garras jacaré/jacaré foram presos a um dos 
terminais da bateria e a outra extremidade foi presa a um dos eletrodos de 
grafite. 
Cada eletrodo de grafite foi imerso parcialmente dentro de cada uma das 
extremidades do tubo em U contendo a solução de iodeto de potássio (figura 08). 
Foi então anotado se houveram mudanças da coloração e a formação de gases 
em cada uma das extremidades do tubo em U. 
 
 
 
 
 
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Figura 8 – Célula eletrolítica. 
 
Fonte: Os autores 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 Foi montada o seguinte esquema de uma pilha de Daniel, representado 
na figura 09, utilizando eletrodo de Cobre e Zinco em solução de CuSO4 e 
ZnSO4. Na tabela 02, está representada o potencial padrão de redução de cada 
metal. 
Figura 09 – Esquema de uma pilha de Cobre e Zinco montada. 
 
Fonte: SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 
8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006. 
Tabela 02 – Potencial Padrão de Redução de Cobre e Zinco 
Semi Reação Potencial Padrão de Redução 
Cu2+ + 2e– → Cu + 0,34 V 
Zn2+ + 2e– → Zn – 0,76 V 
Analisando os potenciais de redução de cada metal o que possui o maior 
potencial é o cobre, portanto na reação eletroquímica entre cobre e zinco, o 
cobre sofrerá redução, ele terá ganho de elétrons e o zinco oxidará, perderá 
elétrons. Portanto, sua equação global será da seguinte maneira: 
Eletrodo de zinco 
Eletrodo de cobre 
CuSO4 1,0 M 
ZnSO4 1,0 M 
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Semi Reação Catódica (Polo Positivo): Cu
2+
+ 2é
-
 → Cu 
Semi Reação Anódica (Polo Negativo): Zn → Zn2++2é- 
Equação Global: Cu
2+
+ Zn →Cu+ Zn
2+
 
 Para calcular o valor do potencial da pilha temos a seguinte equação: 
∆EºPilha= EºCátodo- EºÂnodo 
 Em todas as células eletroquímicas a oxidação ocorre no ânodo e a 
redução ocorre no cátodo; nas células voltaicas, no caso a pilha, o ânodo é a 
fonte de elétrons e possui uma carga negativa; o cátodo atrai elétrons e possui 
uma carga positiva. Portanto, nesta célula voltaica o Cátodo é o cobre e o Ânodo 
é o Zinco, agora é possível calcular o potencial desta pilha. 
∆EºPilha= EºCu2+ - EºZn2+ 
∆EºPilha= + 0,34 V - (- 0,76 V) 
∆EºPilha= 1,10 V 
 No experimento realizado, o potencial foi de 1,11 já que as condições que 
foi feito os potenciais da tabela 01, não era o mesmo no laboratório. 
 No experimento da eletrólise foi colocado num tubo de vidro em “U” uma 
solução de KI 1,0 M e foi fixado em um suporte universal por meio de uma garra. 
Foi introduzido os eletrodos de grafite em cada uma das extremidades do tubo 
de vidro “U”, no qual funcionará como uma cuba eletrolítica, durante uma 
eletrólise. A figura 10 representa o esquema de como foi montado a segunda 
parte do experimento. 
 
 
 
 
 
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Figura 10 – Representação da cuba eletrolítica. 
 
Fonte: FUVEST 
 Após colocar a solução de amido nas extremidades do tubo “U” foi ligada 
a fonte de energia, em segundos foi observado que o eletrodo ligado ao polo 
positivo da fonte formou-se uma solução de cor marrom-amarelada, enquanto o 
outro lado, polo negativo, a solução continuou incolor porém houve a formação 
de bolhas na superfície do eletrodo de grafite. Após acrescentar algumas gotas 
de fenolftaleína nas duas extremidades, o lado que possuía o eletrodo com 
formação de bolhas, ocorreu mudança da coloração da solução para rosa, 
indicando a formação de hidroxilas (OH-) em excesso, para o outro lado, não 
ocorreu nenhuma mudança de cor. O amido é utilizado como indicador para I2 e 
a fenolftaleína foi utilizada como indicador para o excesso de OH-. Assim, foi 
relacionado cada polo de uma pilha com a reação que ocorreu. 
Semi Reação catódica (polo negativo): 2 H2O(ℓ) + 2e– → H2(g) + 2 OH– (aq) 
Semi Reação anódica (polo positivo): 2 I– (aq) → I2(s) + 2e– 
 
 
 
 
 
 
 
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4. CONCLUSÃO 
 
A partir dos experimentos realizados, foram relembrados alguns conceitos 
da eletroquímica que são fundamentais para o entendimento das técnicas 
eletroanalíticas utilizadas nos experimentos. Observou-se a produção de 
corrente elétrica a partir da transferência de elétrons, mas também a utilização 
da corrente elétrica no desenvolvimento dessas reações químicas, nos 
experimentos de pilhas e eletrólise, respectivamente. 
No procedimento da pilha, produziu-se energia elétrica utilizando-se um 
condutor externo ligado a região, onde ocorreu a oxidação do eletrodo de Zinco 
(Zn0/Zn+2), com a região que ocorreu a redução do eletrodo de Cobre (Cu2+/Cu0), 
sendo que o fluxo de elétrons flui ânodo que é a espécie que oxida, a fonte de 
elétrons, para o cátodo que é a espécie que reduz, que atrai os elétrons. Este 
processo é espontâneo, tendo sua variação de potencial positiva (+1,10V). 
No procedimento da eletrólise, têm-se um processo não espontâneo, 
onde foi necessário promover a reação química através do fornecimento de 
corrente elétrica oriunda de uma fonte externa, sendo utilizado uma bateria 
elétrica. Através da eletrólise, o polo positivo, na cuba eletrolítica, no ânodo 
houve a formação de Iodo de cor marrom-amarelada,enquanto no lado do polo 
negativo, o cátodo ocorreu a formação de H2(g) no eletrodo de grafite e a 
formação do íon OH– que foi possível identificar com a presença de fenolftaleína. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ATKINS; JONES, Princípios da Química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 5º Edição. Bookman. 
 
KOTZ.J.C.; TREICHEL. P.M.; TOWNSEND J.R.; TREICHEL D.A., 
QUÍMICA GERAL e reações químicas Volume: 02. 9º Edição. Cengage 
Learning. 
 
SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química 
Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-
SP, 2006.