Experimento 9 - Eletroquímica

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Experiência 9 
Eletroquímica: Célula voltaica e galvanoplastia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental – QUI017 
Professor Vinicius Bonatto 
Nome: Juliene Morais de Faria 2017002864 
 Matheus Gabriel Guardiano dos Santos 2017003502 
Data do experimento: 11/05/2017 
Objetivos 
- Observar a espontaneidade de reações de óxido-redução; montar a pilha de 
Daniell e reconhecer os produtos de uma eletólise 
 
Introdução 
A eletroquímica é o ramo da química que trabalha com o uso de reações 
químicas espontâneas para produzir eletricidade, e com o uso da eletricidade para forçar 
as reações químicas não-espontâneas acontecerem. Procedimentos baseados na 
eletroquímica permitem que se use equipamentos eletrônicos para monitorar as 
concentrações dos íons em solução. Podem ser usadas para monitorar a composição e o 
pH de soluções e para determinar o pka de ácidos. A eletroquímica também permite 
monitorar a atividade do cérebro e coração, o pH do sangue e a presença de poluentes 
em manancial de água.[1] 
Durante as reações na eletroquímica há transferência de elétrons. As reações que 
envolvem transferência de elétrons são chamadas de reações de oxirredução, pois nelas 
ocorrem simultaneamente a redução e a oxidação. A espécie química que perde elétrons 
passa por uma oxidação e fica com o Nox (número de oxidação) maior. Já a espécie 
química que recebe esses elétrons passa por uma redução e o seu Nox fica menor.[2] 
Um exemplo seria uma reação demonstrada abaixo, na qual uma placa de zinco 
metálico (Zn0) é colocada em uma solução de sulfato de cobre (que possui cátions cobre 
II (Cu2+) dissolvidos). O zinco sofre oxidação, perdendo dois elétrons e transformando-
se no cátion zinco (Zn2+), enquanto os íons cobre recebem esses elétrons e transformam-
se em cobre metálico (Cu0). Veja a equação iônica desse processo: 
 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
 Os dois principais campos de estudo da Eletroquímica são as pilhas e baterias e a 
eletrólise. 
 Nas pilhas e baterias usam-se as reações químicas de oxirredução espontâneas 
para a geração de eletricidade. Dentro das pilhas são colocadas certas substâncias 
químicas que reagem espontaneamente transferindo elétrons, isto é, por meio de reações 
de oxirredução. As pilhas possuem dois eletrodos, que são o ânodo (polo negativo) e o 
cátodo (polo positivo). A reação na pilha pode ser espontânea ou não. Quando o 
potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea. Quando o 
potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea.[3] Uma 
representação clássica desse modelo é a Pilha de Daniell construída pelo químico inglês 
nglês John Frederic Daniell em 1836: 
 
 
Imagem 1: Esquema de pilha de zinco-cobre também chamada de pilha de Daniell. 
Disponível em http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm 
 
 A eletrólise é o processo inverso que ocorre nas pilhas e baterias, ou seja, ocorre 
a transformação de energia elétrica em energia química. Utiliza-se energia elétrica para 
forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea pela neutralização das cargas 
dos íons e formação de substâncias simples. Isso ocorre quando se passa uma corrente 
elétrica proveniente de algum gerador (como uma pilha ou uma bateria) por um líquido 
iônico (substância fundida - eletrólise ígnea) ou por uma solução aquosa que contém 
íons (eletrólise em meio aquoso). Desse modo, o cátion presente no líquido ou na 
solução recebe elétrons, e o ânion doa elétrons, para que ambos fiquem com carga 
elétrica igual a zero e com energia química acumulada. 
 
 
Imagem 2: Representação de uma eletrólise com bastões de grafite em solução aquosa 
de KI. Disponível em http://www.amigonerd.com/eletroquimicaeletrolise/ 
 
 O estudo da eletroquímica permitiu que se encontrasse métodos para combater a 
corrosão dos metais. A técnica usada para este fim consiste em um eletrodo de sacrifício 
ou metal de sacrifício que é colocado em contato com o objeto feito de ferro ou de aço. 
Esse metal deve possuir um potencial de oxidação maior que o do objeto que se deseja 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm
http://www.amigonerd.com/eletroquimicaeletrolise/
proteger para, assim, oxidar-se no lugar dele (daí o nome “eletrodo de sacrifício”). Essa 
técnica é também chamada de galvanoplastia e é feito em um circuito de eletrólise. 
 
Materiais 
• Fontes de energia (1); 
• Eletrodos de grafite (2); 
• Multímetros (1); 
• Eletrodo de cobre (1); 
• Eletrodo de zinco (1); 
• Tubo em U para ponte salina (1); 
• Tubo em U para eletrólise (1); 
• Béquer de 50 mL (2); garra (1); 
• Condutores metálicos (fios de cobre) (2); 
• Palha de aço; suporte de ferro (4); 
• Pipetas graduadas de 10 mL (2); 
• Prego (1); 
• Lâminas metálicas: cobre (2) 
• Zinco (1). 
 
Reagentes 
• Solução aquosa de: KI 0,5 mol.L–1 (20 mL); 
• Solução alcoólica de fenoftaleína (1 mL); 
• Dispersão de amido (1 mL); 
• ZnSO4 1,0 mol.L–1 (50 mL) e 0,2 mol.L–1 (3 mL); 
• CuSO4 1,0 mol.L–1 (50 mL) e 0,2 mol.L–1 (3 mL); 
• Solução saturada de KCl (30 mL). 
 
Procedimentos 
Procedimento 1: Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação 
1- Coloque em um tubo de ensaio pequena quantidade da solução de cobre (II) 0,2 
mol.L-1; 
2- Mergulhe nesta solução um prego (previamente limpo com a palha de aço); 
3- Observe as condições iniciais de reação e anote alguma evidência de transformação; 
4- Escreva a equação que descreve a reação química; 
5- Qual é o fenômeno que ocorreu na superfície do metal? 
6- Explique o que ocorreu baseando-se no potencial da reação; 
7- Coloque em um béquer a solução de Zn (II) 0,2 mol.L–1 e mergulhe uma lâmina (ou 
fio) de cobre; 
8- Observe e anote os resultados. 
 
Procedimento 2: Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell) 
1- Coloque em um béquer, 50 mL da solução de sulfato de cobre (II) 1,0 mol.L–1. Em 
outro béquer coloque 50 mL da solução de sulfato de zinco (II) 1,0 mol.L–1; 
 2- Encha o tubo U com solução saturada de KCl e, em seguida, coloque um chumaço 
de algodão nas extremidades do tubo, tomando cuidado para não deixar entrar bolhas de 
ar. Esse procedimento é necessário para preparação da ponte salina; 
3- Monte o sistema conforme o esquema da pilha de Daniell 
4- Feche o circuito intercalando o voltímetro entre os eletrodos (ligue o eletrodo de 
zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro); 
5- Escreva as equações das semi-reações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e ânodo) e 
a reação global; 
6- Leia a diferença de potencial no voltímetro; 
7- Após a leitura, desligue o multímetro e retire os eletrodos das soluções; 
8- Com auxílio da Tabela de Potencial Padrão de Redução, calcule a diferença de 
potencial da pilha; 
9- Compare o valor experimental com o valor teórico. 
Obs: As soluções de sulfato de cobre (II) 1,0 mol L–1 e de sulfato de zinco (II) 1,0 mol 
L–1 deverão ser reaproveitadas. 
 
Procedimento 3: Eletrólise 
1- Faça uma montagem conforme o esquema de eletrólise de uma solução de KI 
2- Faça uma ligação entre o pólos da fonte e os eletrodos de carbono (grafite) imersos 
em um tubo U; 
3- Coloque no tubo em U a solução de KI 0,5 mol.L–1 até enchê-lo quase 
completamente; 4- Deixe que a eletrólise se processe por 2 a 3 minutos; 
5- Observe a anote o que ocorre no cátodo e no ânodo; 
6- Remova os eletrodos de carbono; 
7- Retire com uma pipeta, aproximadamente 2 mL de solução de um dos ramos do tubo 
em U e coloque em dois tubos ensaio; faça o mesmo com o outro ramo do tubo U, 
utilizando outros dois tubos de ensaio; 
8- Adicione 1 gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par. Faça o mesmo teste 
utilizando solução de amido; 
 9- Observee anote o resultado; 
10- Interprete os resultados obtidos. 
 
Procedimento 4: Eletrodeposição de metais (Galvanosplastia) 
1- Separe as seguintes soluções em béqueres: 80 mL de HCl a 0,5 mol.L–1, 200 mL de 
sulfato de cobre (CuSO4) a 0,6 mol.L
–1 e 200 mL de cloreto de níquel II (NiCl2) a 0,4 
mol.L–1; 
2- Limpe mecanicamente cada uma das lâminas de latão; 
3- Decape as lâminas em ácido clorídrico por 2 minutos, enxágue-as, e seque-as bem; 
4- Pese a lâmina de latão, e anote a massa inicial; 
5- Use a pinça metálica para pegar a lâmina de latão; 
6- Utilize os 200 mL de CuSO4.5 H2O a 0,6 mol.L
–1 para a primeira eletrodeposição 
(cobre); 
7- Ligue a fonte de corrente contínua. Peça auxílio aos técnicos para realizar o ajuste da 
fonte. Faça rapidamente a seguinte operação: [Curto-circuite as saídas positiva e 
negativa da fonte, juntando as pinças dos fios conectores. Regule a corrente para 0,5 A; 
Separe as pinças, mas não desligue a fonte]. Durante a regulagem da corrente e durante 
as eletrólises, o indicador luminoso “CC” deverá permanecer aceso; 
8- Prenda a lâmina de latão com a pinça do fio conector do pólo negativo. Mergulhe-a 
no banho eletrolítico; 
9- Prenda a outra lâmina – cobre conforme o banho – com a pinça do fio conector do 
pólo positivo. Simultaneamente, mergulhe a lâmina no banho e acione o cronômetro. 
Anote a intensidade da corrente, quando o indicador luminoso “CC” acender; 
10- Transcorridos 5 minutos, trave o cronômetro, e desligue a fonte no mesmo instante; 
Anote o tempo exato em segundos; 
11- Usando a pinça metálica, pegue a lâmina que recebeu a deposição, lave-a, seque-a 
na estufa, e pese-a. Anote a massa final; 
12- Repita o procedimento de (4) a (11) para a eletrodeposição de níquel modificando 
os seguintes parâmetros: Utilize 200 mL de NiCl2.7H2O a 0,4 mol.L
–1; ajuste de 
corrente de 0,3 A (eletrodeposição de níquel); Prenda a outra lâmina de níquel 
conforme o banho – com a pinça do fio conector do pólo positivo; 
13- Transcorridos 5 minutos, trave o cronômetro, e desligue a fonte no mesmo instante. 
Anote o tempo exato em segundos; 
14- Usando a pinça metálica, pegue a lâmina que recebeu a deposição, lave-a, seque-a 
na estufa, e pese-a. Anote a massa final. 
 
Resultados e discussões 
 No procedimento 1 havia o objetivo da verificação qualitativa da tabela de 
potencial de oxidação. Então se colocou em um tubo de ensaio uma pequena quantidade 
de solução de cobre (II) 0,2 mol/L e, em seguida, adicionou-se nesse mesmo tubo de 
ensaio um prego. Uma evidência clara de que estava acontecendo uma reação foi o 
enferrujamento do prego. 
 Esse “enferrujamento” deve-se pelo fato de que ocorreu no tubo de ensaio uma 
reação de oxirredução. Sendo assim, nessa reação o prego (liga metálica constituída em 
sua maior parte por ferro) perde elétrons e sofre uma oxidação e, ao mesmo tempo em 
que ocorre essa oxidação do ferro, ocorre uma redução com o cobre, ou seja, o cobre 
ganha elétrons. Essa reação é denominada de oxirredução porque enquanto o cobre 
oxida o ferro, o ferro reduz o cobre. As equações da semi-reação que ocorreu no tubo de 
ensaio do cátodo e do ânodo estão descritas a seguir: 
 
Ânodo: Fe(s) Fe
2+
(aq) + 2e
- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) 
 
 E, então, podemos montar a reação global que aconteceu no tubo de ensaio: 
 
Fe(s) + CuSO4(aq) FeSO4(aq) + Cu(s) 
 
 Como já foi dito, o fenômeno ocorrido foi a oxidação e, então, pode-se explicar 
a reação que aconteceu com base na tabela do potencial padrão de redução das reações. 
De acordo com essa tabela, o potencial padrão de redução do cobre é de +0,34V e o do 
ferro é -0,44V e, como o potencial padrão de redução do cobre é mais alto que o do 
ferro, ele oxida o ferro que passa a exercer a função de agente redutor. 
 Então se preparou em um béquer uma solução de zinco (II) 0,2mol/L e 
mergulhou-se na solução uma lâmina de cobre. Esperou-se um tempo e observou-se que 
não aconteceu nada. Pode-se concluir que esta reação não é espontânea e precisa de 
eletricidade para acontecer, pois era esperado que a coloração da solução ficasse mais 
clara. A seguir segue a equação do cátodo e ânodo da semi-reação que deveria ter 
ocorrido: 
 
Ânodo: Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) 
 
 A reação global está equacionada a seguir: 
 
Cu(s) + ZnSO4(aq) CuSO4(aq) + Zn(s) 
 
 No procedimento 2 o objetivo era realizar a montagem da pilha de cobre e zinco 
(conhecida como pilha de Daniell) e, para isso, realizou-se a montagem do sistema da 
pilha conforme o esquema presente na apostila e então observa-se que ocorre uma 
reação. Ocorre uma semi-reação no cátodo e outra no ânodo da pilha e estas semi-
reações estão descritas a seguir: 
Ânodo: Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) 
 
 A reação global que ocorre é a seguinte: 
 
Zn(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 
 Então se leu no multímetro a diferença de potencial da reação que ocorreu e 
obteve um valor de 1,080V. Para saber se esse valor está correto, deve-se calcular o 
valor que era esperado teoricamente e, então, compará-lo com o valor que foi obtido 
experimentalmente. 
 Para calcular a variação do potencial padrão de redução deve-se consultar a 
tabela de potenciais de redução padrão (disponibilizada no portal dos discentes) e olhar 
os valores correspondentes ao zinco e ao cobre. Consultando a tabela, descobre-se que o 
valor do potencial padrão de redução do cobre é igual a +0,34V e o do zinco é igual a 
-0,76V. A partir de então se pode calcular a variação do potencial padrão de redução da 
reação através da seguinte fórmula: 
 
∆Eº = E(maior) – E(menor) 
∆Eº = 0,34 –(-0,76) 
∆Eº = 1,1V 
 
 Como o valor obtido experimentalmente foi igual a 1,080V percebe-se que o 
valor experimental e teórico estão realmente muito próximos e que existe uma exatidão 
no resultado que foi apresentado pelo experimento. 
 No procedimento 3 que tinha como objetivo demonstrar o funcionamento da 
eletrólise, realizou-se a montagem do sistema igual ao demonstrado na apostila e 
deixou-se que a eletrólise se processasse de 2 a 3 min e, neste experimento, a eletrólise 
se processou por 173,39s. E, quando se realizou a parada do processo, pode-se observar 
que o tamanho do cátodo aumentou enquanto o do ânodo diminuiu. 
 Isso ocorre porque a solução de iodeto de potássio apresenta íons livres 
(dissociados em água) que irão fazer com que haja uma corrente elétrica no sistema. O 
potássio metálico se junta ao cátodo e faz com que o tamanho dele aumente enquanto o 
ânodo oxida e faz com que os íons de I- formem gás iodo que se perde da solução. As 
semi-reações do cátodo e do ânodo estão descritas a seguir: 
 
Ânodo: 2I-(aq) I2(g) + 2e
- 
Cátodo: 2K+(aq) + 2e
- 2K(s) 
 
 Assim como nos outros experimentos, pode-se escrever uma reação global para 
reação e a equação desta reação está descrita a seguir: 
 
2KI(s) + 2H2O(l) 2K(s) + 2OH
-
(aq) + I2(g) + H2(g) 
 
 A partir de então, separou-se 4 tubos de ensaio: 2 tubos de ensaio com o líquido 
obtido pelo lado do cátodo e 2 tubos de ensaio com o líquido obtido pelo lado do ânodo 
e, então, aplicou-se neles fenolftaleína e iodo (indicadores) e o resultado obtido está 
expresso na seguinte tabela: 
 
Tabela 1 – Presença de Indicadores na Solução do Cátodo e Ânodo 
Indicadores Ramo do Cátodo Ramo do Ânodo 
Fenolftaleína INCOLOR INCOLOR 
Amido FICOU MAIS ESCURO INCOLOR 
 
A solução de iodeto de potássio após sofrer eletrólise aquosa formou uma 
solução básica pelo OH- liberado na solução pelo H2O, porém experimentalmente foi 
observado que a solução continuou incolor após adicionar a fenolftaleína, o que 
demonstra um erro de processamento durante o experimento. O amido (indicador de 
iodo ou iodetoem soluções) foi aplicado em ambos os tubos de ensaio e era esperado 
que somente em contato com o tubo que continha o líquido do cátodo ficasse mais 
escuro por conter íons iodeto e foi exatamente isso que aconteceu no experimento. 
No procedimento 4 que tinha como objetivo a observação da eletrodeposição de 
metais (galvanoplastia) preparou-se as soluções de acordo com o que era solicitado pelo 
procedimento. Então, passou-se a lâmina de latão na solução de ácido clorídrico por 
aproximadamente 2 minutos e então se pesou o latão obtendo uma massa de 2,7623g. 
Em seguida, o latão foi transferido para a solução de sulfato de cobre e ligado a 
uma fonte de corrente contínua com corrente de 0,5A e diferença de potencial de 1,5V. 
Então se observou o que ocorria por aproximadamente 8 minutos. Neste experimento, 
deixou-se o latão em contato com a solução de sulfato de cobre por 7 minutos e 49 
segundos. Quando se desligou o aparelho, pode-se notar que a corrente da fonte de 
corrente contínua havia diminuído para 0,32A e que a voltagem continuou a mesma 
inicial (1,5V). 
Com isso, a corrente fornecida para o sistema desencadeou uma reação não 
espontânea e fez com que o cobre se depositasse sobre a lâmina de latão. Então, para 
saber o quanto de cobre foi depositado sobre o latão, pesou-se o latão e obteve uma 
massa igual a 2,7944g e, assim, subtraiu-se o valor da massa do latão antes de ser 
colocado na solução de sulfato de cobre da massa do latão obtida agora. O valor da 
massa de cobre que se depositou sobre o latão é igual a 0,0321g. 
Assim, pegou-se o a lâmina de latão e transferiu-a para a solução de cloreto de 
níquel II realizando os mesmos procedimentos que foram realizados quando o latão foi 
colocado na solução de sulfato de cobre. 
Com isso, ligou-se o sistema a uma corrente de 0,3A e voltagem de 1,5V. A 
massa de níquel que foi depositada sobre o latão pode ser obtida subtraindo-se a massa 
obtida no final do experimento (2,8002g) do valor da massa do latão antes de ser 
colocado na solução de cloreto de níquel II (2,7944g). Assim, o valor de massa de 
níquel que foi depositado sobre a lâmina do latão é igual a 0,0058g. Deve-se reparar que 
os valores de corrente que foram obtidos após a execução deste passo do procedimento 
é igual a 0,08A e a voltagem igual a 1,5V (mesma anterior). 
 
Conclusão 
 Os objetivos de observar a espontaneidade das reações de óxido-redução, montar 
a pilha de Daniell e reconhecer os produtos de uma eletrólise foram atingidos. Além 
disso, este experimento proporcionou o reforço de muitos outros conceitos como 
exatidão, reações de óxido-redução e indicadores. Entretanto, muitos outros conceitos 
foram adquiridos além dos esperados nos objetivos, como o conhecimento de tabelas de 
potenciais de redução padrão, utilização de instrumentos elétricos em laboratório 
(multímetro, fonte de corrente contínua) e conceitos específicos da eletroquímica. 
 Todos os resultados apresentados neste experimento estão dentro do que era 
esperado. Assim, pode-se concluir que os conhecimentos teóricos e experimentais estão 
exatos. 
 
Atividade Pós-laboratório 
1. Dê as reações que ocorrem, isoladamente, no ânodo e no cátodo e a equação total de 
todas as reações do experimento (procedimentos 1, 2 e 3). 
 Procedimento 1: 
Ânodo: Feo(s)
  Fe2+(aq)
 + 2e- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e-  Cu
0
(s) 
Equação total: Fe(s) + CuSO4(aq)  FeSO4(aq) + Cu(s) 
 
Ânodo: Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2e
- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) 
Equação total: Cu(s) + ZnSO4(aq)  CuSO4(aq) + Zn(s)  Equação não 
espontânea. 
 
Procedimento 2: 
Ânodo: Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2e
- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) 
Equação total: Zn(s) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 
 Procedimento 3: 
Ânodo: 2I-(aq)  I2(g) + 2e
- 
Cátodo: 2K+(aq) + 2e
-  2K(s) 
Equação total: 2KI(s) + 2H2O(l)  2K(s) + 2OH
-
(aq) + I2(g) + H2(g) 
 
2. Esquematize a célula ou pilha galvânica para a reação entre Fe(s) e Cu
2+
(aq). 
Fe(s) + Cu
2+
(s)
  Cu0(s) + Fe
2+
(aq) 
Ânodo: Fe(s)  Fe(aq) + 2e- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) 
 
3. Discuta a função da ponte salina na célula galvânica. 
 Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a ponte salina, que une os dois 
compartimentos do eletrodo e completa o circuito elétrico. A ponte salina é formada por 
um gel contendo solução salina aquosa concentrada dentro de um tubo. A solução salina 
mais utilizada é o KCl, pois os íons K+ e Cl– não afetam as reações que ocorrem nas 
células. Quando a solução de KCl é utilizada como ponte salina numa célula galvânica 
de Zn e Cu, à medida que a lâmina de zinco corrói, a solução do eletrodo de zinco vai 
ganhando cátions (cargas positivas). Haverá no eletrodo excesso de cargas positivas. À 
medida que a lâmina de cobre tem a sua massa aumentada, a solução do eletrodo de 
cobre vai perdendo cátions (cargas positivas). Haverá no eletrodo excesso de cargas 
negativas. A função da ponte salina é manter o equilíbrio elétrico de cargas positivas e 
negativas nas soluções dos eletrodos. Assim, K+ migra da ponte para o eletrodo de cobre 
e Cl– migra para o eletrodo de zinco. 
 
4. Na pilha de Daniell, compare o valor experimental com o valor teórico. Caso o valor 
seja diferente, cite os possíveis erros para a diferença. 
 O valor teórico da pilha composta por Zn e Cu é 1,10V; o valor experimental 
obtido foi 1,08V. A pequena diferença do valor experimental e teórico pode ser 
explicado pela dificuldade de manuseio dos operadores com o multímetro. 
 
5. Qual é o gás liberado no cátodo? Qual a razão da coloração no cátodo quando se 
adiciona fenolftaleína. 
 O gás liberado no cátodo foi o gás iodo. Experimentalmente após ser adicionado 
a fenolftaleína na solução, permaneceu incolor. Isso se deve por um possível erro de 
processamento, pois o H2O da reação libera OH
- tornando a reação básica. 
 
6. Qual substância formou-se no cátodo? Qual a razão da coloração cerificada quando 
adiciona-se solução de amido? 
 A substância formada foi o gás iodo. A coloração da solução após adicionar o 
amido ficou levemente amarronzada, devido ao iodo na solução. 
 
Referências Bibliográficas 
[1] Atkins, P.; Jones, L.; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente, 1ª ed., Bookman: Porto Alegre, 2001, 914 pp. 
[2] Mundo Educação. Disponível em 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm. Acesso em 
28/05/2017. 
[3] SóQuímica. Disponível em 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p3.php. Acesso em 28/06/2017. 
 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm.%20Acesso%20em%2028/05/2017
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm.%20Acesso%20em%2028/05/2017
http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p3.php