experimento 7

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Química Experimental Geral 1, Carlos Frederico Santos Martins, Experimento 7 
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Eletroquí mica 
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Carlos Frederico Santos Martins 
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil 
Professor: Roberto Lins 
Data da prática: Dia/Mês/Ano; Data de entrega do relatório: 28/06/2013 
 
Resumo 
Eletroquímica consiste em transformar energia elétrica em energia química e vice versa, 
com o estudo baseado na pilha de Daniel podemos facilmente demonstrar isso, o estudo 
de células galvânicas, que são células eletroquímicas onde obtém-se energia num 
processo de oxi-redução. Eletrodos ligaram em cátodos e ânodos onde sofrerá redução e 
oxidação respectivamente. 
Palavras chaves: agente redutor; agente oxidante; redox; eletroquímica; potencial; células 
galvânicas 
Sumário 
Resumo ...................................................... 1 
Introdução .................................................. 1 
Metodologia ............................................... 1 
Resultados e Discussão ............................... 2 
Conclusão ................................................... 3 
Referências ................................................. 3 
Questões .................................................... 4 
Introdução 
O conhecimento da eletroquímica vem tempos 
antigos, mais especifico em 1793 por Alessandro 
Volta onde descobriu que se pode criar 
eletricidade com dois metais diferentes e um 
papel umedecido, mas em 1800 ela foi usada 
para fazer o processo reverso, usou-se 
eletricidade para decompor água em oxigênio e 
hidrogênio por Nicholson e Carliste. Em ambos os 
casos, tem-se sempre dois eletrodos: 
- Ânodo: elétrodo recebe ânions ou onde se 
formam cátions. Nesse eletrodo sempre 
ocorre corrosão, inevitável a perca de massa, e 
sempre ocorre oxidação dos ânions ou formação 
de cátions. 
- Cátodo: eletrodo que recebe os cátions. Nesse 
eletrodo ocorre sempre depósito, e também 
redução dos cátions. Onde ocorre a redução, este 
eletrodo tem ganho de massa. 
O Zn quando colocado em água poucos 
átomos liberam ions Zn que deixa a carga de 
elétrons no metal, gerando a carga negativa, com 
isso ele oxida perdendo a massa para solução, já o 
Cu absorve elétrons, sofrendo redução e 
ampliando sua massa, este é responsável pela 
carga positiva, dizemos então que o Cu é mais 
eletronegativo que o Zn, isto é, a tendência dele 
de atrair elétron, a corrente segue então do Zn 
para o Cu. 
Metodologia 
Na primeira parte do experimento utilizou-se 
de 3 tubos de ensaio, um com 3mL de FeSO_4 
(0,1M) e um fio de cobre limpo e previamente 
lixado, no segundo 3 mL de CuSO_4 (0,1M) com 
um prego e no terceiro com 3 mL de AgNO_3 
(0,1M) com um fio de cobre lixado e limpo. 
Observou-se o processo de Oxi-Redução em cada. 
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Na segunda parte preparou-se uma ponte 
salina com uma corda e mergulhado em um 
béquer com solução de KCl (0,1M). 
Lixou-se duas laminas de Zn e Cu e lavou-se 
com agua destilada, mergulhou a lamina de Zn em 
solução de ZnSO_4 (0,1M) num béquer de 70mL e 
em outro colocou-se uma solução de CuSO_4 
(0,1M) e mergulhou o eletrodo de cobre 
(lâmina).Ligou-se as laminas no contato de um 
Voltimetro/Multimetro , onde positivo ligado ao 
Cu e negativo ligado a Zn, retirou-se a ponte salina 
do bequer espremendo as pontas para tirar o 
excesso de KCl e colocou cuidadosamente entre os 
dois béqueres ligou-se o Voltimetro/Multimetro e 
leu-se o potencial da cela. O esquema foi montado 
como a imagem abaixo (imagem 1). 
 
Imagem 1:Pilha de Daniel 
Repetiu-se o processo e as medidas com 
outras proporções de CuSO4, com 10-3, 10-5, 10-7. 
 
Resultados e Discussão 
Na primeira parte obtemos os seguinte 
valores (tabela 1). 
Tabela 1:Oxidação e Redução da parte 1 
𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝐶𝑢 Inalterado 
𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝑝𝑟𝑒𝑔𝑜 Oxida 
𝐴𝑔𝑁𝑂3 + 𝐶𝑢 Reduz 
 
Se colocarmos as semi-reações verificamos 
que no primeiro caso 
Cu → Cu²+ + 2e‾ (equação de oxidação) 
Fe²+ + 2e‾ → Fe (equação de redução) 
 
Com isso observou-se que o ferro recebe dois 
eletrons do cobre, transformando em 𝐶𝑢2+, a 
eletronegatividade está relacionada a seu raio 
atômico, olhando a tabela de potenciais 
E°redução(Fe) = -0,44V 
E°redução(Cu) = 0,34V. 
Com o potencial negativo dá a entender que 
o Fe é melhor redutor que o cobre, mas como não 
há ferro liquido, nada aconteceu. 
Como o o prego é formado composto com 
ferro, temos a seguinte reação no segundo caso. 
CuSO4 + Fe → FeSO4 +Cu 
Como o potencial do cobre é superior, o Cu é 
o agente oxidante, com as seguintes semi-reações 
Fe → Fe²+ + 2e‾ 
Cu²+ + 2e‾ → Cu 
No terceiro o poder de redução do Ag é 
menor que a do Cu, logo reduz, explicando-se com 
as seguintes semi-reações. 
Ag → Ag+ + e‾ (equação de oxidação) 
Cu+ + e‾ → Cu (equação de redução) 
Neste caso, Cu produz um potencial de 
Redução(𝐸°𝑅𝑒𝑑𝑢𝑥) menor, com 0,34 para 0,80 do 
Ag, logo a prata é o agente oxidante. 
Na segunda parte montou-se o esquema 
(imagen 1) e mediu-se seus potenciais descritos 
abaixo (tabela 2). 
Tabela 2: Valores da pilha de Daniel 
Cela(𝐶𝑢𝑆𝑂4) Voltimetro/Multimetro 
10-1 1,074V 
10-3 0,960V 
10-5 0,920V 
10-7 0,904V 
Seguindo uma tabela (tabela 3) com os 
potenciais, anotou-se os valores nominais e usou-
se a equação para saber o fem (força eletromotriz) 
ou potencial padrão da reação. 
 
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Tabela 3: Potenciais de Oxi-Redução 
 
 
A pilha de Daniell pode ser escrita por: 
 
Zn0 + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0 
 
ou, de uma forma mais esquemática, que 
pode ser adaptada à diversas pilhas, com diversos 
eletrodos metálicos: 
 
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu 
 
Onde, || representa a ponte salina. 
 
E° = E°red(processo de redução) – E°red( 
processo de oxidação) 
 
E° = 0,34 – (-0,76) = 1,10V. 
 
Suas semi-reações e reações são dadas 
como: 
 
Zn → Zn²+ + 2e‾ (equação de oxidação) 
Cu²+ + 2e‾ → Cu (equação de redução) 
 
 Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu 
 
Conclusão 
Na primeira parte a presença do Cu foi que 
decidiu o que ia oxidar ou reduzir, se fosse 
utilizados outros materiais e soluções 
provavelmente conseguiria valores diferentes, o 
cobre ocupa local muito bom na tabela periódica 
que o deixa mais eletronegativo que alguns 
metais, porém existem por outro lado eletrodos 
inertes que se mantem inalterados pelas reações 
da célula, como no caso abaixo: 
Cu + 2Fe3+ →2Fe2+ + Cu+2 
 
Neste caso o Cu está emerso em uma solução 
com uma concentração de Cu2+, quando for 
ligado o cobre será oxidado e o ion Fe está ligado 
em um eletrodo de platina e será reduzido. 
Na segunda parte os valores obtidos ficam 
bem próximos do nominal, mas observou-se que 
nas outras proporções a queda da carga foi de 
forma exponencial. 
Referências 
B.M.Mahan e R.J.Meyrs – Química – Um curso 
universitário, Ed.: Edgard Bluncher LTDA, pág's.: 
168 - 181. 
 
Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Editora Bookman, 2001 
 
All About eletrochemistry, 
http://www.chem1.com/acad/webtext/elchem/e
c1.html#CHEMEL, Acesso em: 27 Jun. 2013. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Questões 
 
1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o (∆Eº) para cada equação química da parte
I. Baseado nos 
valores destes potenciais qual é o metal com maior caráter redutor? 
Fe=-0,44 < Cu=0,34 < Ag=0,80 
O ferro é o metal com o maior caráter redutor, pois ele tem maior capacidade de reduzir outro metal. Ele 
sofre oxidação. Pela tabela, percebe-se que dentre os três, o agente redutor mais poderoso é o ferro. 
2) Suponha que você tenha um soldadinho de chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. Isto pode ser 
feito guardando-o numa solução adequada. Entre as soluções na parte II, qual (ou quais) você escolheria 
para proteger o brinquedo? 
 
O Zinco tem o maior potencial de oxidação, isso faria ele se oxidar primeiro que o Chumbo, como um metal 
de suicídio, então a melhor solução seria ZnSO4