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Universidade Federal de Itajubá 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental 
Eletroquímica: Célula voltaica e galvanoplastia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor Dr. Sandro José de Andrade QUI017 
Álvaro Henrique da Silva Mariano - 2019014701 
Bruna Marques Conti – 2019013016 
OBJETIVO 
 
O experimento teve por finalidade observar a espontaneidade de reações de 
óxido-redução, montar a pilha de Daniell e reconhecer os produtos de uma eletrólise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO TEÓRICA 
As reações de oxirredução são as mais comuns e importantes nos processos 
químicos. A oxidação trata da perda de elétrons durante a reação e a redução é o ganho 
desses elétrons, que vem do átomo que perdeu, ou seja, um átomo doa e outro ganha. 
Essas transferências podem gerar energia elétrica (processo espontâneo), já em outros 
casos é utilizando energia para fazer com que a reação ocorra (processo não espontâneo) 
(BROWN, 2005). 
A eletroquímica estuda isso, a relação entre eletricidade e reações, abordando 
fabricações de pilhas, espontaneidade de reações, corrosão de metais e a galvanização 
elétrica. Cada tópico a seguir discutirá um assunto tratado no experimento: 
- espontaneidade de reações redox: É notável que as células voltaicas utilizam as 
reações redox que ocorrem espontaneamente. Sendo assim, quaisquer reações que 
ocorram em uma célula voltaica para produzir fem (E0) positiva, deve ser espontânea. 
Utilizando a equação: E0 = E0red (processo de redução) - E
0
red (processo de oxidação), 
tem-se um valor positivo ou negativo para a fem, considera-se então o valor positivo de 
E0 que indica um processo espontâneo e o negativo que indica um processo não 
espontâneo (BROWN, 2005). 
- corrosão de metais: as reações redox espontânea são muito bem utilizadas no 
dia a dia, como nos casos das baterias, apesar disso, elas também causam a corrosão 
indesejada de metais. Brown (2005, p. 751) afirma que “as reações de corrosão são 
reações redox espontâneas nas quais um metal é atacado por algumas substâncias em 
seu ambiente e é convertido em um composto não desejado”. Geralmente essa corrosão 
ocorre devido às condições ambiente, como o contato com O2 e H2O e pode ser algo 
muito destrutivo ou pode servir de revestimento. A corrosão do ferro, por exemplo, ou 
“ferrugem” é conhecida e implica muito economicamente já que causa muita destruição. 
Neste caso o processo exige presença de água e do oxigênio, mas outros fatores como 
presença de sais, pH, faz com que este processo se acelere (BROWN, 2005). 
- célula de Daniell: Segundo Atkins (2006, p.523) “célula de Daniell é um 
exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons zinco. Ela 
foi inventada pelo Químico britânico John Daniell, em 1836, quando o avanço da 
telegrafia criou a necessidade urgente de uma fonte de corrente elétrica e estável”. 
Daniel montou o arranjo da fotografia abaixo: 
 
Fotografia 1: célula de Daniell 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: ATKINS, 2006 
 
 Os dois reagentes estão separados, zinco metálico fica imerso em uma solução 
de sulfato de zinco e o eletrodo de cobre, em uma solução de sulfato de cobre. Para que 
os elétrons passem dos átomos de Zn para os Cu2+ e permitam que a reação espontânea 
ocorra, eles têm de passar por cobre (II). Os íons de Cu2+ convertem-se em átomos de 
Cu no catodo por meio da meia-reação de redução Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s). Ao mesmo 
tempo Zn(s) → Zn
2+
(aq) + 2 e-. À medida que os íons de Cu
2+ se reduzem, a solução no 
catodo adquire carga negativa e a solução no anodo começa a desenvolver carga 
positiva quando os íons Zn2+ entram na solução (ATKINS, 2006). 
- Pilha galvânica: Pode-se construir um sistema onde as reações envolvidas no 
processo ocorram sem que as espécies reagentes estejam em contato direto. Este sistema 
é chamado de Pilha ou Cela Galvânica e está descrito esquematicamente na fotografia a 
seguir: 
Fotografia 2: pilha galvânica 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: BACCAN, 1979 
MATERIAS UTILIZADOS 
 
 Fonte de energia; 
 Eletrodos de grafite (2); 
 Multímetro; 
 Eletrodo de cobre; 
 Eletrodo de zinco; 
 Tubo em U para ponte salina; 
 Tubo em U para eletrólise; 
 Suporte universal; 
 Garras; 
 Béquer de 50 mL; 
 Palha de aço; 
 Prego; 
 Lâminas metálicas de cobre e zinco 
 Latão 
 Níquel 
Reagentes 
 Solução de KI 0,5 mol.L–1 
 Solução alcoólica de fenolftaleína 
 Dispersão de amido 
 ZnSO4 1,0 mol.L
-1 e 0,2 mol.L-1 
 Solução de Cu(SO4) 1,0 mol.L
-1 e 0,2 mol.L-1 
 Solução saturada de KCl 
 HCl concentrado 
 Água destilada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTOS 
 
Procedimento 1: Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação 
 Colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade da solução de cobre 
(II) 0,2 mol.L–1. Mergulhou-se nesta solução um prego (previamente limpo com 
a palha de aço). Observaram-se as condições iniciais de reação e anotou-se 
alguma evidência de transformação; 
 Colocou-se em um béquer a solução de Zn (II) 0,2 mol.L–1 e mergulhou-se uma 
lâmina (ou fio) de cobre. Observou-se e anotaram-se os resultados. 
Procedimento 2: Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Danie ll) 
 Pôs-se em um béquer 50 mL da solução de sulfato de cobre II 1,0 mol.L–1 . Em 
outro béquer colocou-se 50 mL da solução de sulfato de zinco II 1,0 mol.L–1; 
 Encheu-se o tubo U com solução saturada de KCl e, em seguida, colocou-se um 
chumaço de algodão nas extremidades do tubo, tomando cuidado para não 
deixar entrar bolhas de ar. Esse procedimento fez-se necessário para preparação 
da ponte salina. Montou-se o sistema conforme o esquema da fotografia 1 
abaixo; 
Fotografia 3: Montagem da Pilha de Daniell
 
Fonte: Apostila, disciplina QUI017 – Unifei / IFQ 
 Fechou-se o circuito intercalando o voltímetro entre os eletrodos (ligou-se o 
eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo 
do voltímetro); 
 Escreveu-se as equações das semi-reações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e 
ânodo) e a reação global; 
 Leu-se a diferença de potencial no voltímetro. Após a leitura, desligou-se o 
multímetro e retiraram-se os eletrodos das soluções; 
 Com auxílio da Tabela de Potencial Padrão de Redução, calculou-se a diferença 
de potencial ( o ) da pilha. Comparou-se o valor experimental com o valor 
teórico. 
Procedimento 3: Eletrólise 
 Fez-se uma montagem conforme o esquema da fotografia 2 abaixo; 
Fotografia 4: Montagem para a eletrólise de uma solução de KI 
 
Fonte: Apostila, disciplina QUI017 – Unifei / IFQ 
 
 
 Fez-se uma ligação entre o pólos da fonte e os eletrodos de carbono (grafite) 
imersos em um tubo U; 
 Colocou-se no tubo em U a solução de KI 0,5 mol.L–1 até enchê-lo quase 
completamente; 
 Deixou-se que a eletrólise se processe por 2 a 3 minutos. Observou-se a anotou-
se o que ocorre no cátodo e no ânodo; 
 Removeram-se os eletrodos de carbono. Retirou-se com uma pipeta, 
aproximadamente 2 mL de solução de um dos ramos do tubo em U e colocou-se 
em dois tubos ensaio. Fez-se o mesmo com o outro ramo do tubo U, utilizando 
outros dois tubos de ensaio; 
 Adicionou-se 1 gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par. Fez-se o 
mesmo teste utilizando solução de amido. Observou-se e anotou-se o resultado; 
 
Procedimento 4: Eletrodeposição de metais (Galvanoplastia) 
 
 Separaram-se as seguintes soluções em béqueres: 80 mL de HCl a 0,5 mol.L–1 , 
100 mL de sulfato de cobre (CuSO4) a 0,6 mol.L
–1 e 100 mL de cloreto de 
níquel II (NiCl2) a 0,4 mol.L
–1; 
 Limpou-se mecanicamente cada uma das lâminas de latão. Após, decapou-se as 
lâminas em ácido clorídrico por 2 minutos enxaguaram-nas e secou-as bem; 
 Pesou-se a lâmina de latão e anotou-se a massa inicial. Usou-se a pinça metálica 
para pegar a lâmina de latão; 
 Utilizou-se os 100 mLde CuSO4 .5 H2O a 0,6 mol.L
–1 para a primeira 
eletrodeposição (cobre); 
 Ligou-se a fonte de corrente contínua e fez-se 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; 
 Prendeu-se a lâmina de latão com a pinça do fio conector do pólo negativo. 
Mergulhou-a no banho eletrolítico; 
 Prendeu-se a outra lâmina – cobre conforme o banho – com a pinça do fio 
conector do polo positivo. Simultaneamente, mergulhou-se a lâmina no banho e 
acionou-se o cronômetro. Anotou-se a intensidade da corrente, quando o 
indicador luminoso “CC” acender; 
 Transcorreu-se 5 minutos. Desligou-se a fonte no mesmo instante. Anotou-se o 
tempo exato em segundos; 
 Com a pinça metálica pegou-se a lâmina que recebeu a deposição, lavou-a, 
secou-a e pesou-a. Anotou-se a massa final; 
 Repetiu-se o procedimento de (4) a (11) para a eletrodeposição de níquel 
modificando os seguintes parâmetros: Utilizou-se 100 mL de NiCl2 .7 H2O a 0,4 
mol.L–1; ajustou-se a corrente em 0,3 A (eletrodeposição de níquel); Prendeu-se 
a outra lâmina de níquel conforme o banho – com a pinça do fio conector do 
polo positivo; 
 Transcorreu-se 5 minutos e desligou-se a fonte no mesmo instante. Anotou-se o 
tempo exato em segundos; 
 Pegou-se com a pinça metálica a lâmina que recebeu a deposição, lavou-a, 
secou-a e pesou-a. Anotou-se a massa final. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 
Procedimento 1: Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação 
 Adicionou-se a solução de cobre II 0,2 mol.L-1 no tubo de ensaio e em seguida 
colocou-se um prego, previamente decapado. Deixou-se reagir por aproximadamente 10 
minutos. 
 Equação da reação: Cu2+(aq)
 + Fe0(s) → Cu
0
 + Fe
2+
 
 Considera-se como uma reação de oxirredução, onde o cobre reduziu a Cu
0 se 
depositando de forma sólida sobre o ferro, que por sua vez oxidou, se tornando Fe2+. Na 
fotografia 5 é perceptível a deposição do cobre sobre o ferro (prego). 
 
Fotografia 5: oxidação do ferro 
 
Fonte: autoral 
 
A diferença de potencial (ddp) dessa reação foi calculada, seguindo dados do 
anexo 1: 
Fe0 → Fe
2+ + 2 e- + 0,44 
Cu2+ + 2 e- → Cu0 + 0,34 
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0 + 0,78 
 
Por resultar numa ddp positiva (+0,78), temos que essa equação é espontânea. 
Já no segundo tubo, adicionou-se uma solução de zinco II 0,2 mol.L-1, e em 
seguida mergulhou-se uma lâmina de cobre. Aguardaram-se aproximadamente 10 
minutos. 
 Equação da reação: Zn2+(aq)
 + Cu0(s) → Cu
2+ + Zn0 
 Também é uma reação de oxirredução, mas neste caso ela não ocorreu. O zinco 
e o cobre se mantiveram da mesma forma que se apresentavam inicialmente. O motivo 
para isso é que se trata de uma reação não espontânea. Na fotografia 6 nota-se que a 
solução de zinco e o cobre não reagiram. 
 
Fotografia 6: oxidação do cobre 
 
Fonte: Autoral 
 
A diferença de potencial (ddp) para esta reação (caso ocorresse) foi calculada: 
Cu0 → Cu
2+ + 2 e- - 0,34 
Zn2+ + 2 e- → Zn0 - 0,76 
Cu0 + Zn2+ → Cu2+ + Zn0 - 1,10 
 
Por resultar numa ddp negativa (- 1,10), temos que essa equação é não 
espontânea, ou seja, não acontece naturalmente, necessita de uma energia para que a 
reação ocorra, e foi isso que se observou neste procedimento. 
 
 
Procedimento 2: Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell) 
Neste procedimento foi montada a pilha de Daniell, em um béquer a solução de 
sulfato de zinco (II) 1,0 mol.L-1 com o eletrodo de zinco conectado ao terminal negativo 
(ânodo), em outo béquer a solução de sulfato de cobre (II) 1,0 mol.L-1 com o eletrodo de 
cobre conectado ao terminal positivo (cátodo). Os béqueres conectaram-se por meio da 
ponte salina preparada, para que ocorresse a passagem de elétrons de uma solução para 
a outra. Ajustou-se a corrente do multímetro em 2,0 V e esperaram-se alguns minutos. 
Na fotografia 7 tem-se a montagem da pilha. 
 
Fotografia 7: Pilha de Daniell 
 
 
Fonte: autoral 
 
Durante a reação marcou-se a corrente apresentada no multímetro, que foi de + 
1, 046 V. 
Nota-se que o eletrodo de zinco foi corroendo a medida que a reação acontecia, 
sendo ele oxidado e o Cobre foi reduzido a Cu0. 
As reações da pilha de Daniell, com a equação global e ddp foram as seguintes: 
Zn0 → Zn
2+ + 2 e- + 0,76 
Cu2+ + 2 e- → Cu0 + 0,34 
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0 + 1,10 
A ddp nesta reação de oxirredução é positiva, apesar disso não foi um processo 
espontâneo, já que se usou um multímetro que deu energia para reação ocorrer. Vimos 
que inicialmente (no procedimento 1) esta reação não ocorre de forma espontânea, 
assim sua ddp apesar de ter mesmo valor foi negativa. 
Calculou-se para esse procedimento a variação de energia livre de Gibbs, que é 
outra forma de mostrar se a reação é espontânea ou não de acordo com o sinal do seu 
∆G, ou seja, se ∆G for positivo a reação não é espontânea, e se for negativo é 
espontânea. 
∆G = -nF∆E 
Onde : 
n = número de mols de elétrons transferidos 
F = constante de Faraday (96.500 Coulomb) 
∆E = potencial da pilha em volts 
 
∆G = -2 . 96.500 . 1,046 = - 201,878 J. mol-1 
Transformou-se esse valor para kJ . mol-1 dividindo por 1000. 
∆G = 201,9 kJ . mol-1 
Por esse calculo têm-se que a reação é espontânea. Porém, por se tratar de uma 
eletrólise sabe-se que na realidade não é, só ocorreu devido a energia fornecida para ela. 
Procedimento 3: Eletrólise 
Neste procedimento utilizou-se uma solução de iodeto de potássio que foi 
introduzida em um tubo em formato de U, logo após, foi conectado dois polos, positivo 
e negativo em dois eletrodos de grafite que foram colocados nas extremidades do tubo 
em U. 
Fotografia 7: montagem da eletrólise de KI 
 
 
Fonte: autoral 
Obs. A fonte ligada aos eletrodos estava em uma tensão de 3,5 V. 
Passado 3 minutos, colocou-se aproximadamente 2 mL da solução da 
extremidade cada polo em 2 tubos (2 tubos para polo negativo e 2 para positivo) em 1 
tubo foi adicionado uma solução de amido (indicador) e no outro fenolftaleína, fez-se 
isso para os tubos do ouro polo também. Na fotografia 8 pode-se ver os resultados. 
 
Fotografia 8: soluções dos ramos 
 
 
Fonte: autoral 
 
Nos 2 primeiros tubos (esquerda) tem-se o primeiro de coloração esbranquiçada 
onde foi adicionado a fenolftaleína e o segundo que foi adicionado amido com uma 
coloração próxima ao marrom. Nos 2 tubos da direita, tem-se o primeiro de coloração 
esbranquiçada também onde houve adição de fenolftaleína e o segundo com a coloração 
próxima ao marrom mas em um tom mais claro que o tubo de amido da esquerda. 
Esperava-se uma mudança de cor, do transparente para rósea nos tubos com 
fenolftaleína devido à formação de gás hidrogênio e nos tubos com amido a mudança de 
cor seria do transparente para um tom de marrom que seria devido ao iodeto que se 
descarrega no ânodo. Neste caso, como foram coletadas amostras de dois ramos, o 
líquido coletado do conectado ao cátodo (fio vermelho), ou seja, do tubo da direita, 
deveria ficar rósea já que é deste lado que e formaria o H2. 
 A reação ocorreria devido à transição de elétrons, onde no ânodo (polo positivo) 
ocorre a reação de oxidação e o cátodo (polo negativo) onde ocorre a reação de redução. 
A equação que representa a reação de eletrólise do iodeto de potássio é a seguir. 
 
2 KI(aq) + 2 H2O(l) → 2 K(aq) + OH(g) + H2(g) + I2(s) 
 
Entretanto o experimento não obteve sucesso. Tal erro pode ter sido ocorrência 
da corrente não ajustada, logo que no livro com a metodologia não apresentava a 
corrente necessária para a eletrólise, apenas a tensão. 
Procedimento 4: Eletrodeposição de metais (Galvanoplastia)Primeiramente decapou-se as lâminas de latão, níquel e cobre, a partir daí todas 
foram manuseadas com pinça. Após, pesou-se apenas a lâmina de latão. 
 Massa do latão = 3,3168 g 
 Colocou-se então o latão juntamente com o cobre num béquer com solução de 
sulfato de cobre penta hidratado a 0,6 mol.L-1. O latão conectado ao fio preto, polo 
negativo e o cobre ao fio vermelho, polo positivo da fonte utilizada. Deixou-se então 
ocorrer a eletrólise durante 5 minutos cronometrados. 
Obs. Já havia sido feito o curto-circuito das saídas positivas e negativas da fonte 
utilizada, a corrente foi regulada em 0,5 A e a uma tensão de 2,5 V. Notou-se que 
durante o procedimento a tensão da fonte marcava 2,0 V, mas não interferiu no 
processo. 
Após os 5 minutos, desconectou-se o latão e lavou-se cuidadosamente com um 
pouco de água destilada, secou-o e pesou-o novamente. 
Massa do latão após eletrodeposição = 3,3727 g 
Ocorreu-se um processo de oxirredução, no qual o cobre reduziu se depositando no 
latão, assim alterou sua massa. 
Calculou-se então o erro, para saber quanto de cobre se depositou sobre o latão, com 
a diferença da massa inicial e final da lâmina de latão. 
E = | Mi – Mf | 
E = | 3,3168 – 3,3727 | 
E = 0,0559 gramas 
Na fotografia 9 é possível observar o cobre sobre a lâmina de latão. 
 
Fotografia 9: eletrodeposição de cobre 
 
Fonte: autoral 
Repetiu-se esse experimento com algumas alterações: após as lâminas 
decapadas, pesou-se apenas a lâmina de latão. 
 Massa do latão = 3,3658 g 
Colocou-se então o latão juntamente com o níquel num béquer com solução de 
cloreto de níquel hepta-hidratado a 0,4 mol.L-1. O latão conectado ao fio preto, polo 
negativo e o níquel ao fio vermelho, polo positivo da fonte utilizada. Deixou-se então 
ocorrer a eletrólise durante 5 minutos cronometrados. 
Obs. A corrente foi regulada em 0,3 A e a uma tensão de 2,5 V. Notou-se que 
durante o procedimento a tensão da fonte marcava 2,6 V. 
Após os 5 minutos, desconectou-se o latão e lavou-se cuidadosamente com um 
pouco de água destilada, secou-o e pesou-o novamente. 
Massa do latão após eletrodeposição = 3,3827 g 
Ocorreu-se um processo de oxirredução também, no qual o níquel reduziu se 
depositando no latão, assim alterou sua massa. 
Calculou-se então o erro, para saber quanto de níquel se depositou sobre o latão, 
com a diferença da massa inicial e final da lâmina de latão. 
E = | Mi – Mf | 
E = | 3,3658 – 3,3827 | 
E = 0,0169 gramas 
Na fotografia 10 é possível observar o níquel sobre a lâmina de latão. 
 
Fotografia 10: eletrodeposição de níquel 
 
Fonte: autoral 
CONCLUSÃO 
 
Conclui-se que a eletrodeposição de metais na superfície de outros metais é um 
processo eficiente para melhorar a sua dureza, condutividade, resistência à corrosão, 
maleabilidade e resistência á calor. Outros benefícios envolvem obtenção de sódio, gás 
cloro, e a recuperação de metais desgastados. 
Além disso, veem-se que os processos de uma pilha são 100% do tempo 
espontâneos, assim todos apresentam uma diferença de potencial positiva e que todos os 
processos eletrolíticos, incluindo eletrodeposições não são espontâneos, já que se 
pretende realizar processos contrários aos de uma pilha, com diferenças de potencial 
negativas, sendo necessário fornecer energia para que a reação ocorra. 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
ATKINS P.; JONES L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5 ed. Porto Alegre, RS: Bookman, 2012. 
Apostila Disciplina QUI017. Instituto de física e química. 
BACCAN, N. et al. Química Analítica Quantitativa Elementar. 1. ed. São Paulo: 
Edgard Blucher, 1979. 
BROWN, T. L. et al. Química – A Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANEXO 1: