Experimental eletroquímica

1. Experimental
Procedimento 1
Adicionou-se a um tubo de ensaio uma pequena quantidade da solução de cobre(II) e
mergulhou-se um prego previamente limpo com palha de aço nesta solução.
Posteriormente, uma solução de zinco(II) foi adicionada em um béquer e uma lâmina de
cobre mergulhada na solução.
Resultados e Discussão
Foi observado que na solução de Cu2+ ocorreu uma reação, houve deposição do cobre
sobre o prego. Ao remover o prego do tubo de ensaio foi constatou-se que havia cobre
sobre o prego.
Com o uso da tabela de potenciais de redução montou-se a equação global do
experimento:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) ε° = +0,34 V
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) ε° = -0,44 V
Pela tabela, vemos que o cobre tem maior potencial de redução que o ferro, e que a
diferença de potencial na redução do cobre e na oxidação do ferro é positiva. Como
estavam presentes no tubo de ensaio Cu2+ (aq) e Fe(s) a reação da redução do cobre e
da oxidação do ferro poderá ocorrer:
Cu2+(aq) + Fe(s) → Fe2+(aq) + Cu(s) ε° = +0,78 V
Essa reação ocorre espontaneamente, pois o potencial é positivo.
Na segunda parte do experimento, que um béquer continha solução de Zn2+ e uma
lâmina de cobre, Cu(s), nada foi observado. Esse fato pode ser explicado pela não
espontaneidade da reação de redução
do Zn2+ e oxidação do Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) ε° = +0,34 V
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) ε° = -0,76 V
Podemos ver pela tabela que o cobre tem maior potencial de redução que o zinco. Dessa
maneira se reduz mais facilmente. Então a reação que ocorreria espontaneamente seria:
Cu2+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Cu(s) ε° = +1,10 V
Mas não existe Cu2+ e Zn(s) no béquer, então nenhuma reação espontânea ocorre.
Procedimento 2
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)
Foi adicionado em um béquer 25 mL de solução de CuSO4 e em outro béquer 25 mL de

2. solução de ZnSO4.
Um tubo em U foi preenchido com solução saturada de KCl, colocou-se chumaço de
algodão nas extremidades do tubo.
Os béqueres foram unidos pelo tubo em U e um circuito foi fechado por um voltímetro
com eletrodos de Zn e Cu, sendo que o eletrodo de zinco foi mergulhado na solução de
ZnSO4 e o eletrodo de cobre, na solução de CuSO4.
Resultados e Discussão
Na montagem do circuito desencadeou a criação de uma corrente elétrica que é proveniente
das reações de oxi-redução nas semi-células. A espécie oxidante libera elétrons e esses
caminham pelo fio externo indo ao encontro da outra semi-célula que é a espécie que reduz
e necessita desses elétrons para reagirem e manter as soluções eletricamente neutras. p
fechar o circuito existe a ponte salina que é o tubo em U preenchido com um sal inerte, os
cátions desse sal migram para o eletrodo positivo (cátodo) e os ânions, para o eletrodo
negativo (anodo). De acordo com a tabela de oxi–redução, o cobre tem maior potencial
de redução, dessa forma, o zinco sofre oxidação e o cobre redução. A transição da
corrente se dá através da ponte salina, deve-se tomar cuidado para que não haja bolhas
no tubo U, pois isso pode afetar o funcionamento da pilha.
As reações que ocorrem são.
Anodo:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) ε° = +0,34 V
Cátodo:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- ε° = +0,76 V
Global:
Cu2+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Cu(s) ε° = +1,10 V
No experimento a diferença de potencial lida no voltímetro foi: 1,08V
A diferença de potencial esperada era: 1,10 V
A diferença entre a ddp esperada e encontrada se deve ao fato de que a esperada contava
com ddp padrão, com temperatura de 25ºC e concentração 1 mol.L-1, de fato o
experimento não seguiu a forma padrão.
PROCEDIMENTO 3
Uma ligação entre os pólos de uma fonte e eletrodos de carbono (grafite) imersos em
um tubo em U foi feita. Adicionou-se ao tubo em U uma solução de KC 0,5 mol.L-1 até
enchê-lo quase completamente. A fonte foi ligada e a eletrólise. Após algum tempo de
eletrólise foram pipetados 2 mL de solução de um lado do tubo e esse foi depositado em
2 tubos de ensaio, o mesmo foi feito para o outro lado.

3. Resultados e Discussão
Na eletrólise uma reação não espontânea de oxi-redução ocorre, portanto é usado uma
fonte para fornecer energia.
O que deverá ocorrer em cada lado do tubo em U é definido pelos polos da fonte, o fluxo de
elétrons tende a se deslocar do maior potencial para o menor e então, onde o polo positivo
estiver ligado ocorrerá a liberação de elétrons e consequentemente a oxidação, e no polo
negativo ocorrerá a recepção de elétrons ou seja, redução. Os íons ali presentes deverão se
reagruparem para que haja uma descarga.
Com os dados da tabela do potencial de redução1 e da ordem de descarga dos íons2 é possível
prever as reações em cada polo.
Redução:
Alcalinos < Alcalinos Terrosos < Al3 < H+ < demais cátions
Oxidação:
Ânions Oxigenados < OH- < ânions não-oxigenados < halogênios
K+ (aq) + e- → K(s) ε° = -2,93 V
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) ε° = -0,83 V
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH- (aq) ε° = +0,40 V
I2(s) + 2e- → 2I-(aq) ε° = +0,53 V
No tubo em U está presente: K+, I-, H2O, H+ e OH-No
pólo positivo, poderá ocorrer:
2I-(aq)→ I2(s) + 2e- ε° = - 0,53 V (1)
4OH-(aq) → O2(g) + 2H2O(l) + 4e- ε° = - 0,40 V (2)
Da ordem de descarga dos ânions pode-se concluir que a preferência para oxidação é o I-.
Então a reação 1 ocorrerá.
No pólo negativo:
K+ (aq) + e- → K(s) ε° = -2,93 V (3)
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) ε° = -0,83 V (4)
Da ordem de descarga dos cátions pode-se concluir que a preferência para redução é da água.
Então a reação 4 ocorrerá.
Então a reação global será:
2I-(aq) + 2H2O(l)→ I2(s) + H2(g) + 2OH-(aq) ε° = -1,36 V
Como a fonte tem ddp maior que 1.36 V essa reação poderá mesmo ocorrer.
Ao adicionar fenolftaleína no tubo de ensaio com solução coletada onde houve redução

4. (polo negativo), vemos que a solução fica rosa avermelhado indicando que o meio está
básico, já no outro tubo que contém a solução amarelada, nada acontece. Ao adicionar a
gota de dispersão de amido no tubo de ensaio com solução coletada no polo positivo
(oxidação), essa se torna azul marinho indiciando à presença do iodo no outro tubo,
nada acontece indicando não haver presença de iodo e confirmando as equações
descritas.
Conclusão:
Com a eletroquímica, conseguimos a transformação de energia química em energia elétrica e
vice-versa. A transformação é através das reações químicas entre os elementos presentes na
reação, onde um perde elétrons e o outro ganha. Todos os processos envolvem reações de
oxirredução, Podemos notar a importância da eletroquímica no cotidiano das nossas
vidas, por exemplo: a bateria do celular , o alarme do veículo automotor etc..
Referências
1 - http://prof.marcof.vilabol.uol.com.br/potenciais.htm Acesso em: 26 maio. 2013.
2 - http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p5.php Acesso em: 22 maio.
2013.
3- http://www.infoescola.com/quimica/eletroquimica/ Acesso em 28 de maio de 2013.