UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS – UFGD

FACULDADE DAS ENGENHARIAS – FAEN

Pilhas eletroquímicas e reações de oxi-redução

Pratica III

Dourados – MS

2010

1

Igor Pinheiro de Oliveira

Jéssica Beatriz Olivi

João Hélio Dorada

Pilhas eletroquímicas e reações de oxi-redução

Pratica III

Dourados – MS

2010

2

Relatório apresentado ao Profa. MSc. Daniela Manfroi, ao curso de graduação em Engenharia de Energia, Faculdade das Engenharias da Universidade Federal da Grande Dourados – UFGD

SUMÁRIO

1. Resumo................................................................................................42. Introdução............................................................................................43. Objetivos..............................................................................................94. Materiais..............................................................................................95. Metodologia.......................................................................................106. Resultados e Discussões...................................................................127. Conclusões........................................................................................168. Referências Bibliográficas.................................................................17

3

RESUMO

A eletroquímica abrange todos processo químicos que envolve transferência de

elétrons. As pilhas e baterias são processos químicos que ocorrem

espontaneamente e geram corrente elétrica, já eletrólise é um processo

químico que ocorre de forma não espontânea.

Esta prática foi feita em dois dias, no primeiro dia foi feita pilhas eletroquímicas

e reações de oxi-redução, no qual foi observado que algumas reações

reagiram e outras ficaram estabilizadas.

No segundo dia da prática montou-se o eletrodo padrão de hidrogênio, e

também calculou-se o potencial padrão do zinco, cobre e chumbo. E foi

observado a eletrodeposição do níquel sobre placas de cobre.

INTRODUÇÃO

Reação de Oxi- Redução:

Na formação de uma ligação iônica um dos átomos cede

definitivamente elétrons para o outro.  Os fenômenos de oxidação e redução

são sempre simultâneos e constituem a chamada Reação de Oxi-

Redução ou Redox. 

O significado primitivo da palavra oxidação foi o de reação com o

oxigênio. Primitivamente, a palavra redução significou volta ao estado

inicial. Oxidação é a perda de elétrons. Redução é o ganho de elétrons. 

4

Reação de Oxi-Redução é quando há transferência de elétrons. 

O cloro e o oxigênio são chamados oxidantes porque provocarem oxidação

com do sódio com o ferro, respectivamente. Ao contrario, o sódio e o ferro são

chamados redutores porque provocam redução do cloro e do oxigênio. 

Oxidante é o elemento ou substancia que provoca oxidações: ele próprio se

reduzindo. 

Redutor é o elemento ou substancia que provoca redução. Ele próprio se

oxidando. 

Eletroquímica

A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, portanto

não é surpreendente a possibilidade de converter energia elétrica em energia

química e vice-versa. Embora a discussão sobre a natureza da energia elétrica

pertença ao campo da Física, certos aspectos da produção e usos da mesma

competem à Química e mais propriamente à Físico-Química.

A eletroquímica abrange todos processo químicos que envolve

transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo

transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o

processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da

quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise.

(Resumindo: pilha e bateria são processos químicos que ocorrem

espontaneamente e gera corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico

(reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na

presença de uma corrente elétrica). Ao estudar a eletroquímica são

necessários as noções de alguns conceitos:

a) Eletrodos: São assim chamadas as partes metálicas que estão em

contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica.

b) Ânodos: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa

célula entra na solução.

c) Cátodos: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa

célula deixa a solução.

5

d) Eletrólitos: São assim chamadas todas as soluções que conduzem a

corrente elétrica.

e) ÍONS: São assim chamadas as partículas carregadas que se

movimentam na solução.

f) Célula Eletroquímica: Todo sistema formado por um circuito externo que

conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que estejam

separados e mergulhados num eletrólito.

A célula eletroquímica é um dispositivo constituído de dois eletrodos,

geralmente metálicos, cada um em contato com uma solução de um eletrólito

adequado.

Catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre

ganho de elétrons, já anodo é o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre

oxidação, ocorre perda de elétrons. As células eletroquímicas podem ser

células galvânicas ou células eletrolíticas:

a) Galvânicas ou voltaicas, quando operam produzindo energia elétrica;

Figura 1

b) Eletrolíticas, quando operam consumindo energia elétrica.

Reações espontâneas acontecem em células eletroquímicas. Entretanto,

estas reações podem ocorrem em outros tipos de células, tais como:

6

concentração (diluição e expansão);

precipitação;

neutralização (pilhas, concentração, neutralização, redox);

reações redox.

Para que uma solução seja considerada condutora de eletricidade a mesma

deve ser capaz de permitir que cargas internas movam-se de um ponto a outro

com a finalidade de completar o circuito.

Nas soluções de eletrólitos, os portadores de carga têm liberdade de

movimento, cada íon experimenta um movimento oposto à carga do

eletrodo.Na condução eletrolítica ocorrem reações químicas de oxidação-

redução no instante em que os íons do líquido entram em contato com os

eletrodos. Assim, ocorre uma oxidação do ânodo e uma redução do cátodo. Na

condução eletrolítica, diferente da

condução metálica, o aumento da temperatura geralmente aumenta a

condutividade da solução. Isto porque nessas soluções, não apenas a energia

cinética média dos íons aumenta com o aumento da temperatura, mas também

a viscosidade do dissolvente diminui e, portanto os íons podem mover-se com

maior velocidade e melhorar a condutividade.

Força Eletromotriz

O fato de os elétrons se moverem de um eletrodo para outro indica a

existência de uma diferença de potencial entre os dois eletrodos, chamada

forca eletromotriz (f.e.m.).

Quando todos os solutos estão em concentração 1 M e todos os gases a

pressão de 1 atm, a diferença de potencial associada a uma reação de

redução(oxidação) a ocorrer num eletrodo e designada por potencial de

redução (oxidação) padrão. A f.e.m. da pilha será:

Eocel=Eo red (catodo)−Eo red (anodo)

Um metal com potencial padrão negativo tem tendência termidinâmica de

reduzir íons hidrogênio em solução. Os íons de um metal que têm potencial

padrão positivo tendem a ser reduzidos pelo gás hidrogênio.

7

Eletrodo padrão

Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em

solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C.

No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1

atm.

Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a

zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero:

E0red = 0 (convenção)

A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser

usada a expressão potencial de redução.

A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é

feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um

eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E0red se quer

medir.

Quanto maior for o E0red, mais fácil será a redução e mais forte será o

oxidante.

Quanto menor for o E0red, mais difícil será a redução e mais fraco será

o oxidante.

Quanto maior for o E0red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será

o redutor.

Quanto menor for o E0red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o

redutor.

Equação de Faraday

A equação de Faraday, m = r [MM i t] / [n F], relaciona a massa

eletrotransformada (m g), a massa molar do íon eletrotransformado (MM

g/mol), a corrente elétrica empregada (i A), o tempo de eletrólise (t s), a

variação de elétrons na eletrotransformação (n), a constante de Faraday

(F = 96485 C/mol de elétrons) e o rendimento do processo eletroquímico (r).

O rendimento e a qualidade da eletrodeposição catódica dependem da

limpeza mecânica e química da superfície, da densidade de corrente utilizada,

8

da agitação do eletrólito, da concentração e da natureza do eletrólito, da

natureza do metal-base, da temperatura etc.

OBJETIVOS

Observar reações de óxido-redução envolvendo vários metais e íons

metálicos.

Determinar o poder relativo dos metais como agentes redutores e o dos

íons metálicos como agentes oxidantes.

Montar uma pilha eletroquímica, obter a medida de seu potencial,

determinar anodo e catodo.

MATERIAIS E REAGENTES

Experimento 1:

Tubos de ensaio,

Pipeta

Zinco,cobre, estanho e ferro metálicos.

Soluções 1 M de Nitrato de Zinco, Cloreto de Ferro IIl, Nitrato de Cobre

ll, Nitrato de Chumbo II, Ácido Clorídrico.

Experimento 2:

1 Voltímetro

1 fonte de corrente contínua (MP)

9

conjunto de “eletrodo de hidrogênio”(MP)

1 lâmina de níquel-cromo(MP)

1 lâmina de zinco

1 lâmina de chumbo (MP)

2 lâminas de cobre

2 béqueres de 100 mL

2 tubos em “U”

algodão (MP.)

solução de CuSO4 1,0 mol/L

solução de CuSO4 0,001 mol/L

solução de ZnSO4 1mol/L

solução para ponte salina

solução de H2SO4 1,0 mol/L (MP)

solução de Pb(NO3)2 1,0 mol/L (MP)

METODOLOGIA

Experiência 1:

Foram separados 12 tubos de ensaios, e em 4 deles foram colocados

pedaços de zinco, em outros 4 tubos pedaços de cobre e nos restantes 4

pedaços de ferro. Em cada uma dos três tipos de tubo foi colocado as

seguintes soluções: Acetato de Chumbo(II), Cloreto de Ferro(III), Cloreto de

10

Cobre e Ácido Clorídrico. Foi avaliado o que ocorria em cada uma das 12

reações.

Experiência 2:

MEDIDA DO POTENCIAL PADRÃO DOS ELETRODOS (Eo)

Primeira Parte - PREPARAÇÃO DO ELETRODO DE HIDROGÊNIO

Fixou-se com garra o corpo do eletrodo de Hidrogênio no suporte

universal e sob este colocou-se um béquer de 100mL.Foi preenchido o corpo

do eletrodo com solução de ácido sulfúrico 1 mol/l . Completou-se o béquer

com solução de ácido sulfúrico 1mol/Ll até cobrir aproximadamente 1cm da

ponta do eletrodo.

Conectou-se um fio de platina no pólo positivo da fonte de corrente

continua e mergulhou-se, apenas o fio de platina, na solução de ácido sulfúrico

que se encontrava no béquer e ligar o pólo negativo da fonte no terminal do

eletrodo de hidrogênio. Ao ligar a fonte, ocorrerá a eletrólise da água; onde no

pólo negativo (eletrodo de hidrogênio) formará gás hidrogênio e no pólo

positivo, gás oxigênio. Interrompeu-se a eletrólise quando o nível da solução

cobriu metade do fio de platina.

Segunda Parte - MEDIDA DO POTENCIAL PADRÃO DO COBRE, ZINCO E

CHUMBO

Em um copo de béquer de 100mL colocou-se até ¾ de seu volume uma

solução de cobre e em outros dois béqueres, adicionou-se solução de zinco e

de chumbo, respectivamente.

Mergulhou-se uma lâmina de cobre, previamente limpa, na solução de

cobre, uma lâmina de zinco na solução de zinco e uma lâmina de chumbo na

solução de chumbo. Cada sistemas desses corresponde a uma semi-cela ou

semi-pilha ou eletrodo do respectivo metal.

Preparou-se três pontes salinas. Para isto, foi adicionado solução salina

(NH4Cl ou NaCl) no tubo em U, até completar o seu volume; em seguida, feche

as extremidades do tubo com algodão, evitando deixar bolhas de ar no interior

11

na solução. Colocou-se as pontes salinas interligando os eletrodos dos metais

ao eletrodo de hidrogênio.

Com auxilio do voltímetro, foi feita a medida da diferença de potencial

entre o eletrodo de hidrogênio e o eletrodo de chumbo, conectando o pólo

positivo do voltímetro no eletrodo de hidrogênio e o pólo negativo na lâmina de

chumbo.

Repetiu-se o mesmo procedimento com o eletrodo de cobre e o eletrodo

de zinco. Depois foi calculado o potencial de redução de cada metal.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Experimento 1:

Soluções Pedaços

Zinco Cobre Ferro

Nitrato de Chumbo (II) Estabilizada Estabilizada Reagiu (4)

Cloreto de Ferro (III) Reagiu (1) Estabilizada Estabilizada

Nitrato de Cobre (II) Reagiu (2) Estabilizada Reagiu (5)

Ácido Clorídrico Reagiu (3) Estabilizada Reagiu (6)

Tabela 1 – Verificação das reações

Aqui serão mostradas o que aconteceu com as soluções que reagiram:

1- O zinco ficou amarelado, mas a solução de ferro não mudou de cor.

2- O zinco que era prata ficou preto e começou a soltar um “pó”, e uma

liberou uma solução amarelada que com a solução de cloreto de cobre

que era azul passou a ser verde e com precipitado embaixo.

3- Soltou gás hidrogênio.

12

4- Solução de Chumbo de incolor passou para mais amarelada.

5- A solução de Cloreto de Cobre de azul passou a ficar mais incolor,

chegando a um azul claro e o ferro ficou avermelhado (marrom terra).

6- De incolor a solução de Ácido Clorídrico passou para verde, borbulhou

com intensidade soltando gás hidrogênio e ficou com uma espuma

branca. A cinética da reação fez com que as bolhas levassem o ferro

para cima da espuma.

Agora será mostrada as reações que ocorreram durante o experimento e

seus respectivos potenciais padrões:

1- Nitrato de Chumbo (II) + Zinco:

Pb(aq)2+¿+Z n( s)→Pb(s )+Z n(aq)

2+¿¿ ¿

Eo=(−0,13 )+0,76=0,63V

2- Nitrato de Chumbo (II) + Cobre:

Pb(aq)2+¿+Cu(s )→Pb(s )+Cu( aq)

2+¿¿¿

Eo=(−0,13 )+(−0,34 )=−0,47V

3- Nitrato de Chumbo (II) + Ferro:

Pb(aq)2+¿+F e(s )→P b(s )+Fe (aq)

3+¿¿ ¿

Eo=(−0,13 )+0,04=−0,09V

4- Cloreto de Ferro (III) + Zinco:

Fe(aq)3+¿+Z n( s)→Fe ( s)+Z n(aq)

2+¿¿ ¿

Eo=(−0,04 )+0,76=0,72V

5- Cloreto de Ferro (III) + Cobre:

Fe(aq)3+¿+Cu(s )→Fe( s)+Cu( aq)

2+¿ ¿¿

Eo=(−0,04 )+(−0,34 )=−0.38V

13

6- Cloreto de Ferro (III) + Ferro:

Fe(aq)3+¿+Fe (s )→F e( s)+Fe (aq)

3+¿¿ ¿

Eo=(−0,04 )+0,04=0V

7- Nitrato de Cobre (II) + Zinco:

Cu(aq)2+¿+Z n(s )→Cu( s)+Z n(aq)

2+¿¿¿

Eo=0,34+0,76=1,1V

8- Nitrato de Cobre (II) + Cobre:

Cu(aq)2+¿+Cu( s)→Cu(s )+Cu(aq)

2+¿¿ ¿

Eo=0,34+(−0,34 )=0V

9- Nitrato de Cobre (II) + Ferro:

Cu(aq)2+¿+F e(s )→Cu(s )+F e (aq )

3+¿ ¿¿

Eo=0,34+0,04=0,38V

10-Ácido Clorídrico + Zinco:

2C l (aq )+Z n(s)→Cl2 (g)+Z n(aq)2+¿¿

Eo=−1,36+0,76=−0,6V

11-Ácido Clorídrico + Cobre:

2C l(aq)+C u(s)→Cl2( g)+Z n(aq)2+¿¿

Eo=−1,36+(−0,34)=−1,7V

12-Ácido Clorídrico + Ferro:

2C l(aq)+F e(s)→C l2(g)+F e(aq)3+¿¿

Eo=−1,36+0,04=−1,32V

14

A partir do potenciais padrões obtidos pode-se observar que as reações

com Eo<0 não são espontâneas, ou seja, precisam de energia externa para

ocorrem; as reações com Eo>0 são espontâneas, e geram energia e as

reações com Eo=0 são equilibradas.

Os metais com potencial de redução mais negativo que o do hidrogênio

têm a capacidade de promever, através da redução do hidrogênio, a evolução

de bolhas de hidrogênio.

Experiência 2:

Como sabemos o hidrogênio é um gás, e por isso utilizamos um eletrodo

inerte, ou seja, um material não reativo que conduz corrente elétrica;

normalmente esse eletrodo é a platina, que foi o nosso caso, um fio de platina.

O gás H2 é borbulhado em torno do eletrodo da platina que está mergulhado

numa solução que contém íons H+. O hidrogênio fica detido na superfície da

platina. Utilizando uma solução nas condições padrão (1 mol/L de H+, pressão

do H2 a 1 atm e a 25°C), temos o eletrodo-padrão de hidrogênio.

O níquel não deposita no cobre, porque é menos negativo, então

tivemos que induzir através de uma fonte continua, ligando o negativo no

cobre1 e o positivo no cobre2.

Medindo a tensão, tivemos um resultado de 1,4volts. Também

percebemos que ouve uma deposição do metal (níquel) sobre a placa de

cobre, e então pesamos elas outras vez, agora cobre1=0,0888g e

cobre2=0,14091

*1 cobre 2 aumentou por alguns erro experimental,pois o positivo deveria “doar” para o negativo

cobre1

Placas Massa Inicial (g) Massa Final (g) Variação

Cobre 1 0,0872 0,0888 0,016

Cobre 2 0,1390 0,1409 0,0019

Tabela 2 – Aferição das massas das placas de Cobre

15

Quando foi aplicada uma diferença de potencial de forma a tornar uma

das placas catódica e outra anódica, aumentou-se lentamente a diferença de

potencial aplicado e observou-se o momento em que começa a ocorrer a

deposição no catodo. O potencial no catodo, é chamado de Potencial de

Deposição do cobre.

CONCLUSÕES

A eletroquímica é a parte da físico-química que estuda as propriedades

elétricas das soluções, o comportamento dos íons em meio líquido, a produção

de energia elétrica nas reações em fase líquida que ocorrem nas pilhas, e as

propriedades elétricas das soluções coloidais. A eletrólise é o conjunto de

fenômenos químicos ocorrentes nos eletrodos imersos numa solução

condutora, provocados pela passagem de corrente elétrica, e que podem ser

decomposições, deposições, desprendimentos gasosos, oxidações ou

reduções

Os objetivos gerais deste relatório foram alcançados através da

realização dos experimentos e dos conceitos abordados sobre a eletroquímica.

Alguns experimentos não foram realizados em laboratório, talvez assim

impossibilitando a excelência da prática.

Alguns erros provavelmente ocorreram devido ao uso continuo das

soluções pelos grupos tornando suas concentrações diferentes das esperadas

ou, até mesmo, pela oxidação do metal exposto ao ar. Ocorreu um erro com a

16

massa do Cobre 2 no segundo experimento, deveria ser menor ou igual a

primeira massa aferida contudo por algum erro ou do experimentador ou

qualquer outro laboratorial não foi alcançada a massa depois da

eletrodeposição.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a

Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Tradução de Ricardo Bicca de

Alencastro. Porto

BROWN, Theodore L; Jr.LeMay, H.Eugene; BRUSTEN, Bruce E. - Química: A

Ciência Central - 9ª edição - São Paulo: Pearson - 2007.

DUFFEY, George. H. Química física. New York: McGraw-Hill, 1965.

Eletrodo-padrão de hidrogênio, Disponível em:

<http://www.colegioweb.com.br/quimica/eletrodopadrao-de-hidrogenio.html>.

Acesso em: 25 de Outubro de 2010.

Eletroquímica, Medeiros A. M. disponível em: <http://www.quiprocura.net/eletroquimica.htm>. Acesso em: 27 de Outubro de 2010.

17

Leis de Faraday para a Eletrolise, disponível em:

<http://www.scribd.com/doc/14420280/Quimica-Leis-de-Faraday-para-a-

Eletrolise>.

Oxi-Redução _ Conceitos de Oxidação & Redução, disponível em:

<http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu

%C3%A7%C3%A3o-_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/>. Acesso em: 25

de Outubro de 2010.

18

19