Eletroquimica

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Título: Eletroquímica
Bárbara Aparecida Fernandes da Silva (163378),
Sabrina Ji Su Kim (163878), Lydia Veiga Mendes
Andery Fornos da Silva (163733)
UC: Química Geral Experimental
Curso: Engenharia Química
Data da realização do experimento:18/07/2022     
Responsáveis: Willian Hermoso
Resumo
A eletroquímica trata-se da conversão de energia elétrica em energia química nas
células eletrolíticas, assim como da conversão de energia química em elétrica nas
pilhas galvânicas (reação não espontânea, ocorrendo a eletrólise) ou voláteis (reação
espontânea) (BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E.). Em vista disso, realizou-se três
experimentos no qual o primeiro analisou a Pilha de Daniell, gerando corrente elétrica
através da reação de oxirredução, resultando na deposição de cobre e a corrosão da
lâmina de zinco. No segundo experimento, mergulhou-se uma palha de aço em uma
solução de sulfato de cobre e percebeu-se a eletrodeposição do aço, deixando a
solução mais clara (azul claro) e deixando a palha de aço avermelhada. No terceiro
experimento, mergulhou-se uma moeda de zinco em uma solução de ácido clorídrico,
em seguida mergulhou-se uma moeda de cobre, percebe-se que nada ocorre
visualmente, porém após ligar os terminais percebe-se a deposição de zinco no cobre,
ou seja, ocorrendo a eletrólise (um processo não espontâneo).
Introdução
No dia-a-dia usamos os termos pilha e bateria indistintamente, porém com o passar do
tempo, a tecnologia envolvida no armazenamento e funcionamento de baterias ou
produtos similares evolui constantemente, porém há não muito tempo atrás,
utilizavam-se de forma recorrente pilhas, ao invés de baterias de lítio, como atualmente
é mais comum, devido aos seus diversos tamanhos e praticidade, sendo assim, é
necessário saber de forma sucinta de que forma as mesmas funcionam, e o porque
delas funcionarem. A eletroquímica baseia-se na reação de metais a partir do conceito
da óxido-redução, ou seja, baseia-se na transferência de elétrons, enquanto há a
oxidação de um dos metais envolvidos, e a corrosão de parte do outro metal (FELTRE,
2004, p. 282-284). Neste experimento foram feitos experimentos práticos, utilizando-se
dos conceitos de eletroquímica, focando no processo de funcionamento da pilha, e da
hidrólise, que ocorre de forma não espontânea (processo contrário ao ocorrido na
pilha), com o objetivo de estudar as reações de óxido-redução e determinar de forma
sucinta a reatividade de certos metais e suas aplicações, decorrentes da mesma.
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Procedimento Experimental
Etapa A - Pilha de Daniell
Adicionou-se com auxílio de uma proveta, 30 mL de solução de sulfato de cobre (II) 0,1
mol/L em um béquer de 50 mL. Já em outro béquer idêntico colocou-se 30 mL de
solução de sulfato de zinco 0,1 mol/L. Na sequência, com a ajuda de uma palha de aço
foi efetuado o polimento de uma lâmina de cobre e uma lâmina zinco, com o objetivo de
retirar completamente quaisquer compostos derivados de processos de oxidação
ocorridos em sua superfície, com isso, ambas foram lavadas com água destilada e
devidamente secadas. Logo após, cada lâmina foi mergulhada na solução de seu
respectivo íon.
Em um tubo em de silicone com formato de U preparou-se a ponte salina contendo uma
Solução de cloreto de sódio 1,0 mol/L e fechou suas extremidades com algodão.
Colocou-se essa ponte de forma a conectar os dois béqueres e com cada extremidade
mergulhada em uma das soluções.
Por fim, ligou-se a placa de zinco ao terminal negativo do voltímetro e a de cobre ao
positivo e mediu-se a diferença de potencial (∆E), a partir da escala mais adequada do
voltímetro.
Etapa B - Eletrodeposição do Aço
Durante esse experimento, utilizou-se uma solução de sulfato de cobre a 0,5 mol/L,
onde pegou-se dois béqueres de 50 mL e adicionou 15 mL da solução em cada um
deles, na sequência separou-se dois pedaços de palha de aço comercial que possuíam
um tamanho similar.
Com isso, mergulhou-se um dos pedaços da palha de aço em um dos béqueres,
deixando-o submerso durante 15 minutos, após isso, comparou-se ambos os béqueres
e as palhas de aço.
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Etapa C - Eletrólise em cobre
Para esse procedimento, separou-se dois béqueres de 50 mL, em um deles
adicionou-se 15 mL de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L e no outro 15 mL de solução de
hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L.
Em seguida mergulhou-se uma placa de zinco no béquer com HCl, após 25 min
mergulhou-se também uma moeda de cobre (5 centavos de real) com o auxílio de uma
pinça e observou-se o que ocorreu.
Com a primeira parte feita, ligou-se a placa de zinco num terminal da fonte negativo e a
moeda no positivo e mergulhou-se novamente na solução por 5 minutos com cuidado
para não encostas a moeda na placa, e por fim retirou-se a moeda e a lavou com uma
solução de NaOH.
Resultados e Discussão
Etapa A - Pilha de Daniell
Ocorre-se quatro reações na pilha realizada, na qual serão descritas abaixo:
(1) Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Na primeira equação, mostra-se o sulfato de cobre II reagindo com o zinco metálico
formando o cobre metálico e o sulfato de zinco
(2) Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-
Na segunda equação, mostra-se que isso ocorre devido a oxidação do zinco que, ao
perder dois elétrons, se torna um íon.
(3) Cu2+ (aq) + 2e−→ Cu(s)
Na terceira equação, mostra-se através da ponte salina produzida, os elétrons são
transferidos até o eletrodo de cobre que, agora carregado, atrai os íons de cobre
presentes e os reduz. Assim, esses íons reduzidos se transformam em Cu(s), como
demonstrado na terceira equação, e são depositados na superfície do eletrodo.
(4) Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s) → Reação global da pilha
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Figura 1: Esquema da Pilha de Daniell
Fonte: Acervo pessoal, 2022.
Figura 2: leitura do voltímetro
Fonte: Acervo pessoal, 2022.
Para a confirmação do valor encontrado pelo voltímetro foi efetuado o cálculo a partir
da Equação de Nernst, representada abaixo,:
Ɛ = Ɛ0 - * ln
𝑅 * 𝑇
𝑒− * 𝐹 
[𝑍𝑛 2+]
[𝐶𝑢 2+]
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Determinando a diferença de potencial (∆E) com os seguintes dados :
Dados:
Ɛ0 = + 1,1 V
T = 298 K
R = 8.31446 J K−1 mol−1
F = 96485.33 C mol−1
[Cu2+] = 0,1 mol/L
[Zn 2+] = 0,1 mol/L
Número de e-= 2
Ɛ = 1,1 - * ln8.31446* 2982*96485.33 
0,1
0,1
Ɛ = 1,1 V
Como as soluções são equimolares o seu logaritmo neperiano tem valor igual a zero,
assim, o potencial teórico do sistema é igual ao potencial padrão fornecido. Nota-se que
esse valor não é o mesmo que o do experimento que foi de 1,089 V, apesar de ser
relativamente próximo. Isso ocorreu, provavelmente, devido à remoção parcial de
compostos derivados de processos de oxidação ocorridos na superfície das lâminas
alterando o resultado do experimento.
Etapa B - Eletrodeposição do aço
Primeiramente, transferiu-se aproximadamente 15 mL de sulfato de cobre 0,5 mol/L
para 2 béqueres, notando que o sulfato de cobre a 0,5 mol/L apresentava-se uma
coloração azul escuro e as palhas de aço possuíam uma coloração cinza (figura 3).
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Figura 3: Sulfato de Cobre e a Palha de Aço
Fonte: Acervo pessoal, 2022.
Em seguida, adicionou-se uma das palhas na solução de sulfato de cobre,
submergindo-a durante 15 minutos. Mostrando-se que com a reação eletroquímica, a
solução de sulfato de cobre ficou azul claro e a palha de aço ficou avermelhada (figura
4).
Figura 4: Palha de aço antes e depois
Fonte: Acervo pessoal, 2022.
Isso ocorre, pois os íons de Cu do sulfato de cobre reagem espontaneamente com com
os íons Fe da palha de aço, ocorrendo a reação de oxirredução:
Fe (s) + Cu2+ (aq)→ Cu (s) + Fe2+ (aq)
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Assim, o ferro metálico reage como agente redutor, oxidando-o em Fe2+, intensificando
a sua coloração e o íon cobre foi o agente oxidante, reduzindo-o para Cu0, deixando
sua coloração mais clara.
Etapa C - Eletrólise em cobre
Primeiramente, separou-se 15 mL de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L em um béquer, onde
foi colocado uma placa de zinco durante 25 minutos, na qual o zinco reagirá com o
ácido ocorrendo a corrosão do metal:
Zn (s) + 2HCl (aq)→ ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Em seguida, mergulhou-se a moeda na solução de HCl com a placa de zinco, sofrendo
nenhuma mudança. Ligando o terminal negativo na placa e o positivo na moeda e
lavá-la com a solução de NaOH, a moeda começou a escurecer devido a deposição de
Zn:
Zn Cu0 → Zn0 + Cu2+2+ +
Portanto, notou-se que tratava-se de um processo não espontâneo devido a indução
através de uma fonte de energia.
Conclusão
Diante do experimento, pode-se concluir que na etapa A o Zn0 foi oxidado chegando a
um número de oxidação +2, liberando 2 elétrons sendo um agente redutor da pilha, já o
Cu, possui um número de oxidação -2 passando a ser 0 após a reação, sendo o agente
oxidante. Na etapa B, nota-se a mudança da coloração da palha de aço que estava
submersa na solução de sulfato de cobre 0,5 mol/L e alteração na coloração do líquido
comparados com o início, pode-se concluir nesta etapa que o íon Cu+2 da solução
interage de forma espontânea com o ferro metálico da palha de aço, ocorrendo uma
reação de óxido-redução, resultando na deposição de cobre na superfície da palha. Na
etapa C, ao adicionar-se a moeda na solução de HCl junto da placa de zinco, ocorreu
nenhuma mudança, porém ao ligar uma fonte ao sistema ocorre-se a alteração na
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coloração da moeda, ficando cinza devido a deposição de zinco sob a superfície da
moeda.
Referências
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2 edição. Rio de Janeiro: LTC, 1996.
V.2.
FELTRE, Ricardo. Química. Físico-Química. 6º edição. V. 2. São Paulo: Moderna. p.
282-284. 2004.
Anexos