Relatorio 6

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Universidade Federal do Espírito Santo – UFES 
Centro de Ciências Exatas 
Centro de Educação 
Licenciatura em Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO 6 
ELETROQUÍMICA: CÉLULAS GALVÂNICAS E CORROSÃO 
 
 
 
 
 
 
Cintia Souza Schettino 
Hyago Assef de Almeida 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA 
2021 
Universidade Federal do Espírito Santo – UFES 
Centro de Ciências Exatas 
Centro de Educação 
Licenciatura em Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO 6 
ELETROQUÍMICA: CÉLULAS GALVÂNICAS E CORROSÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 CINTIA SOUZA SCHETTINO 
HYAGO ASSEF DE ALMEIDA 
 
Relatório do Curso de Licenciatura em Química 
apresentado ao UFES – Universidade Federal do 
Espírito Santo, como parte das atividades exigidas 
para aproveitamento da disciplina de Físico-
Química Experimental. 
 
 Orientadores: 
 Prof. Marcos B. Jose Geraldo de Freitas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VITÓRIA 
2021 
1. INTRODUÇÃO 
 
A corrosão é, em geral, um processo espontâneo, onde no espaço industrial 
envolve mecanismos protetores, menciona-se a destruição completa dos materiais 
metálicos, na qual os processos de corrosão são reações químicas e eletroquímicas 
que se passam na superfície do metal e obedecem a princípios estabelecidos. 
 O fato de a corrosão ser, geralmente, uma reação de superfície faz supor que ela 
possa ser controlada pelas propriedades do produto de corrosão. O composto 
metálico formado pode agir como uma barreira entre o meio corrosivo e o metal, 
diminuindo, assim, a velocidade de corrosão do metal. Esse fato é frequentemente 
observado na reação entre metais e meios gasosos. Quando o produto de corrosão 
puder ser removido, a velocidade de corrosão não deverá sofrer diminuição com o 
tempo. Esse caso ocorre quando se formam produtos de corrosão solúveis ou quando 
os produtos de corrosão são formados em locais que se situam entre as áreas que 
sofreram e as que não sofreram a ação do meio corrosivo. (GENTIL, VICENTE, 1996). 
Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química e redução é o ganho 
de elétrons por uma espécie química. 
Essa perda e ganho de elétrons modifica totalmente as propriedades das substâncias. 
Pode-se, também, apresentar a equação geral de oxidação dos metais: 
 Metal → Íon + ne (n = número de elétrons perdidos pelo metal) 
 As reações de oxirredução são reações em que há variação de número de 
oxidação e, em alguns casos, perda e ganho de elétrons. O fenômeno de oxirredução 
é simultâneo, isto é, sempre que há oxidação (perda de elétrons) há também redução 
(ganho de elétrons). 
 No estudo da corrosão as pilhas eletroquímicas são de grande importância, daí ́
a apresentação daquelas mais influentes nos processos corrosivos. 
Basicamente uma pilha eletroquímicas apresenta os seguintes componentes: 
a) ânodo: eletrodo em que há oxidação(corrosão) e onde acorrente elétrica, na 
forma de íons metálicos positivos, entra no eletrólito; 
b) eletrólito: condutor (usualmente um líquido) contendo íons que transportam a 
corrente elétrica do ânodo para o cátodo; 
c) cátodo: eletrodo onde a corrente elétrica sai do eletrólito ou o eletrodo no qual 
as cargas negativas (elétrons) provocam reações de redução; 
d) circuito metálico: ligação metálica entre o ânodo e o cátodo por onde escoam 
os elétrons, no sentido anodo-catodo. 
O tipo de pilha de corrosão que ocorre quando dois metais ou ligas diferentes estão 
em contato e imersos num mesmo eletrólito; é a chamada pilha galvânica, em que, 
o metal mais ativo na tabela de potencial de eletrodo é que funciona como anodo 
da pilha, isto é, cede elétrons, sendo, portanto, corroído. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVO 
Aplicar os conceitos de eletroquímica (reações de oxirredução), de modo, 
abordar os conteúdos de células galvânicas e corrosão. 
 
3.1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
I. Montou-se as células eletroquímicas de Sulfato de Zinco e Sulfato de Cobre 
de diferentes concentrações. Escreveu-se a reação redox, calculou-se o 
potencial pela equação de Nernst, e por fim, foi determinado a energia livre de 
Gibbs. 
II. Colocou-se placas de Cu/Zn são sobrepostas. Entre as placas foi colocado 
feltro embebido com as soluções condutoras de CuSO4 e ZnSO4 1,0 mol/L. 
Com o auxílio de um multímetro digital mediu-se a diferença de potencial. 
III. Preparou-se 250 mL de soluções de NaOH 0,1 mol/L; transferiu-se 50 mL 
desta solução para um béquer; determinou-se a área e a massa dos metais 
(Al) a serem expostos em suas respectivas soluções agressivas, tendo antes 
o cuidado de deixá-los com a superfície limpa e brilhante; posteriormente, 
foram decorridos cinco minutos, retirou o metal da solução, determinou a sua 
massa. Por fim, repetiu-se a operação, em intervalos de cinco minutos, 
durante quarenta minuto. 
IV. No tratamento dos dados, foi feito um gráfico da massa por unidade de área 
em função do tempo e assim, determinou-se a taxa de corrosão (TC) 
decorridos 30 minutos para o A. 
 
3.2. MATERIAIS E REAGENTES 
- Água destilada; - Balão Volumétrico
- Béquer; 
- Hidróxido de Sódio; 
- Multímetro; 
- Pipeta Volumétrica; 
- Placa de Cobre; 
- Placa de Zinco; 
- Sulfato de Cobre; 
- Sulfato de Zinco.
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Células Galvânicas 
O cobre é o cátodo em relação ao zinco, pois apresenta potencial de redução 
maior, com valor de Eºred = + 0,34 V. Consideramos a reação de oxirredução 
simples: 
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu 
Abaixo representa-se a célula de forma esquematizada: 
Zn|ZnSO4 (1,0 mol/L) ||CuSO4(1,0 mol/L) |Cu 
Primeiramente, sabe-se que o volt é a unidade de potencial elétrico ou 
força motriz. Para esta célula, o valor de potencial medido foi de 1,095 V. 
Podemos visualizar o potencial pela equação de Nerst (Equação 1) abaixo, mas 
primeiramente, devemos relacionar o mesmo com os valores de potenciais 
padrão para cada componente. 
Semirreação anódica: 
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2é 
Semirreação catódica: 
 2é + Cu2+(aq) → Cu(s) 
Equação de Nerst 
∆𝐸 = 𝐸0 −
0,059𝑉
𝑛
log
[𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠]
[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠]
 (1) 
Então, substituindo os valores de Zn l ZnSO4 (1,0mol/L) ll CuSO4 (1,0 mol/L) l 
Cu ΔEmedido = 1,095V na Equação (1) 
 
∆𝐸 = 1,095 𝑉 −
0,059
2
log(
1,0
1,0
) 
∆𝐸 = 1,095𝑉 −
0,059
2
log 1 
∆𝐸 = 1,095𝑉 
Para a célula galvânica Zn l ZnSO4 (0,1 mol/L) ll CuSO4 (0,01 mol/L) l Cu 
ΔEmedido = 1,067. 
∆𝐸 = 1,067 −
0,059
2
log [
0,1
0,01
] 
∆𝐸 = 1,067 −
0,059
2
log 10 
∆𝐸 = 1,034 𝑉 
A determinação da energia livre de Gibbs é feita a partir da Equação (2). 
∆𝐺 = −𝑛𝐹∆𝐸 (2) 
Sabe-se que o número de elétrons envolvidos (n) na reação é 2 e a 
constante de Faraday é 96500 C/mol. Então para a célula Zn l ZnSO4 
(1,0mol/L) ll CuSO4 (1,0 mol/L) l Cu com ΔE = 1,095 V a energia livre de Gibbs 
é 
∆𝐺 = −2 𝑥 96500 𝑥 1,095 
∆𝐺 = −211,335
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
E para a célula galvânica Zn l ZnSO4 (0,1 mol/L) ll CuSO4 (0,01 mol/L) l 
Cu com ΔE = 1,0374V 
∆𝐺 = −2 𝑥 96500 𝑥 1,0975 
∆𝐺 = −200,24
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
A partir das informações obtidas através dos cálculos é possível afirmar 
que ambas reações acontecem no sentido espontâneo da reação. 
O fluxo de corrente na solução é composto por íons positivos 
movimentando-se em uma direção e íons negativos movimentando-se em 
direção oposta. Esta corrente iônica na solução é um resultado direto da 
transferência de elétrons que acontece na superfície dos eletrodos. 
À medida que se vai realizando a reação da célula, os íons de zinco 
migram afastando- se do ânodo de zinco na direção do eletrodo de cobre, à 
semelhança do que ocorre com os íons cobre (II).Os íons positivos são 
chamados cátions porque migram em direção ao cátodo. Da mesma maneira, os 
íons sulfato migram em direção ao ânodo e por isso são denominados ânions. 
Com o fluxo de corrente na célula, há uma tendência das cargas positivas 
(na forma de íons Zn2+) acumularem na solução ao redor do ânodo de zinco, 
conforme há a oxidação dos átomos de zinco. Da mesma forma, há uma 
tendência de ser formar um excesso de cargas negativas (na forma de íons SO42-
) ao redor do cátodo de cobre, conforme os íons Cu2+ são removidos da solução 
pela redução no eletrodo de cobre metálico. Esse acúmulo de carga cria um 
campo elétrico que causa a migração dos íons – íons positivos (cátions) 
migrando para o cátodo e íons negativos migrando para o ânodo. Esta migração 
dos íons entre os compartimentos da célula constitui a corrente iônica na 
solução. Em resumo, íons são transportadores de carga na solução e elétrons 
são transportadores de carga no circuito externo. 
 
 
 
Figura 1 – Ilustração da Pilha de Daniel para oxirredução de Cobre com Zinco. 
 
Pilhas de concentração 
As reações de oxirredução que ocorrem para a célula Cu | CuSO4 (1,0 mol/L) || 
CuSO4 (1,0 mol/L) | Cu, podem ser descritas como sendo 
Cu2+(aq) + 2 e → Cu(s) ΔEº = 0,34V 
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e ΔEº = -0,,281 V 
O potencial total dessa célula é de ΔE = 0,059 V. 
Para a célula Zn | ZnSO4 (0,1 mol/L) || ZnSO4(1,0 mol/L) | Zn as reações de 
oxirredução que ocorrem são 
Zn2+(aq) + 2 e → Zn(s) ΔEº = - 0,76V 
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e ΔEº = 0,789 V 
E o potencial total da reação é ΔE = 0,0295 V. 
Esses valores de potencial total também podem ser calculados utilizando a 
Equação (1), chamada Equação de Nernst. 
Para a célula Cu | CuSO4 (1,0 mol/L) || CuSO4 (1,0 mol/L) | Cu 
∆𝐸 = 0,05 𝑉 −
0,059
2
log(
1,0
0,01
) 
∆𝐸 = 1,095𝑉 −
0,059
2
log 100 
∆𝐸 = −0,009 𝑉 
E para a célula Zn | ZnSO4 (0,1 mol/L) || ZnSO4(1,0 mol/L) | Zn 
 
∆𝐸 = 0,04 𝑉 −
0,059
2
log(
1,0
0,1
) 
∆𝐸 = 0,04𝑉 −
0,059
2
log 10 
∆𝐸 = 0,0105𝑉 
Para determinar a energia livre de Gibbs, utiliza-se a equação (2), então: 
Para a célula Cu | CuSO4 (1,0 mol/L) || CuSO4 (1,0 mol/L) | Cu onde ΔE = -
0,009V 
∆𝐺 = −2 𝑥 96500 𝑥 (−0,009) 
∆𝐺 = 1,737
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Sendo assim a célula de cobre é considera não espontânea com ΔE<0 e 
ΔG>0. E para a célula Zn | ZnSO4 (0,1 mol/L) || ZnSO4(1,0 mol/L) | Zn onde ΔE 
= 0,04V 
∆𝐺 = −2 𝑥 96500 𝑥 (0,04) 
∆𝐺 = −2,0265
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Portanto a célula de zinco é considera espontânea com ΔE>0 e ΔG<0 
 
Eletrodos sobrepostos 
A diferença de potencial medido foi de ΔE = 1,055V, portanto pode-se calcular 
a energia livre de Gibbs utilizando a Equação (2) e assim classificar a reação 
como espontânea. 
∆𝐺 = −2 𝑥 96500 𝑥 1,055 
∆𝐺 = −203,615
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 
Corrosão 
A Tabela 1 está relacionada as massas pesadas do metal após mergulhado em 
solução de NaOH 0,1 mol/L em intervalos de 5 min e também a relão massa 
por unidade de área (A = 13,26 cm2). Esses dados estão representados 
graficamente na Figura 2 já linearizada e com sua equação da reta. 
 
Tabela 1 – Variação da massa com o tempo. 
Tempo 
(min) 
0 5 10 15 20 25 30 
Massa (g) 2,844 2,845 2,838 2,827 2,818 2,816 2,811 
Massa por 
unidade de 
área (g/cm2) 
0,2144 0,2145 0,2140 0,2131 0,2125 0,2123 0,2119 
 
 
 
Figura 2 - Gráfico da massa por unidade de área versus tempo. 
 
Para calcular a Taxa de corrosão (TC) do metal durante os 30 minutos de 
reação, foi necessário o uso da Equação (3). 
𝑇𝐶 =
𝑚𝑖−𝑚𝑓
𝐴𝑟𝑒𝑎 𝑥 𝑡
 (3) 
Sabendo que a massa inicial é de 2,844 g, podemos substituir os valores na 
equação (3). 
TC5 = -1,50 x 10-5 g/cm2min 
TC10 = 4,52 x 10-5 g/cm2min 
TC20 = 8,54 x 10-5 g/cm2min 
TC25 = 9,80 x 10-5 g/cm2min 
TC30 = 8,29 x 10-5 g/cm2min 
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
Conclui-se que tendência que uma reação tem de ocorrer depende da natureza, 
estados e concentrações de seus reagentes e produtos e não de "como" ocorre. 
Utilizando as equações de Nerst e energia livre de Gibbs pode-se determinar se 
as reações acontecem no sentido espontâneo, como é o caso das células 
galvânicas de cobre e zinco e eletrodos sobrepostos, ou não espontâneas como 
a pilha de cobre. 
Quando comparado alguns valores teóricos com os experimentais, teve-se uma 
margem de erro relevante, que se dá pelos erros experimentais que podem ter 
ocorrido em laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
[1] Castellan, G. Fundamentos de Físico-Química. 1ª ed., Rio de Janeiro, 
Ed. JC,1999. 
[2] Atkins, P. W. Físico Química. 6ª ed., Vol. 3, Rio de Janeiro, LTC S.A., 
1999.