1. FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DO TOCANTINS
CENTRO DE ENGENHARIAS CIVIL E ELÉTRICA
Ana Clara Carvalho Barbosa
Antônia Juliana Flávia Sousa
Thiago Álvares Assis
Vilmar Pereira
ELETROQUÍMICA
Palmas – TO
2012

2. Ana Clara Carvalho Barbosa
Antônia Juliana Flávia Sousa
Thiago Álvares Assis
Vilmar Pereira
ELETROQUÍMICA
Trabalho apresentado às disciplinas Práticas
para Elaboração de Relatórios Técnicos e
Princípios Experimentais de Química, 1º
período. Curso de Engenharia Civil da
Universidade Federal do Tocantins, Centro de
Engenharias Civil e Elétrica.
Professores Dr. Adão Montel e M. Sc. Mirella
de Oliveira Freitas.
Palmas – TO
2012

3. SUMÁRIO
INTRODUÇÃO ........................................................................................................................3
1 MATERIAIS E MÉTODOS.................................................................................................5
2 RESULTADOS E DISCUSSÕES........................................................................................7
3 CONCLUSÃO........................................................................................................................9
4 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS...............................................................................10

4. 3
INTRODUÇÃO
Durante os experimentos descritos neste trabalho, foi realizado um estudo sobre as
reações químicas que produzem corrente elétrica ou que, para ocorrerem, necessitam de
corrente elétrica, fenômeno este denominado eletroquímica. Essas reações nas quais ocorrem
transferências de elétrons são chamadas de reações de oxirredução. Segundo a definição de
Nisembaum:
As reações de oxirredução estão presentes em toda parte: quando você
respira, quando as plantas realizam fotossíntese, quando uma chama queima,
quando um metal enferruja e em muitas outras situações. As reações de
oxirreducão englobam uma classe de reações químicas nas quais ocorre
transferência de elétrons de uma espécie para a outra. Assim, em uma reação
de oxirredução sempre ocorre perda de elétrons por uma espécie e,
simultaneamente, ganho de elétrons por outra. E um fluxo de
elétrons.(NISENBAUM, [s.d.], p. 20).
Os processos químicos podem ocorrer de duas formas, espontaneamente, quando há
transformação de energia química em energia elétrica, ou de diferença de potencial , processo
que ocorre nas pilhas e baterias. No entanto, existem processos que necessitam de uma
corrente elétrica externa para ocorrerem, transformando-a em energia química, o qual são
chamados de eletrólise. A espontaneidade de reações de óxido-redução pode ser conhecida
através dos valores de potenciais relativos da oxidação e redução dos elementos. Assim,
quando o potencial apresentar um valor positivo, a reação será espontânea, em que ocorre nas
pilhas e baterias. Em contrapartida, quando o potencial apresentar um valor negativo, será
necessária a indução de corrente elétrica por uma fonte externa e, portanto, a reação ocorrerá
de forma não espontânea, exemplificado pela eletrólise.
A pilha ou célula eletroquímica é composta por dois eletrodos que sofrem reação de
oxirredução, no qual um é oxidado e doa elétrons, e o outro reduz e recebe - os, permitindo o
fluxo de corrente elétrica através do circuito. O modelo de uma pilha foi exemplificado por
John Daniel usando a reação entre cobre e zinco. Os elétrons saem do eletrodo de maior
potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniel os
elétrons vão do zinco para o cobre. Apresentando o conceito de pilhas, Feltre (2008) afirma:

5. 4
A idéia geral de funcionamento das pilhas elétricas é separar o oxidante do
redutor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo redutor ao oxidante
através de um fio condutor externo à pilha. É a maneira de realizar esse
artifício, bem como as diferentes reações de oxirredução que são utilizadas,
que dão origem aos vários tipos de pilhas elétricas. (FELTRE, 2008, p. 403).
Um dos processos eletroquímicos mais comuns e frequentes na natureza são as
corrosões galvânicas, que ocorrem quando dois metais diferentes, com distintos potenciais,
estão em contato um ao outro e são afundados na água do mar, que funciona como eletrólito.
As reações de oxirredução também estão presentes no dia-a-dia, como a oxidação do ferro, a
formação do aço, a corrosão estruturas metálicas, etc.
Neste trabalho abordamos, através de experimentos práticos realizados em laboratório,
as ideias de eletroquímica. As experiências sobre o assunto foram: reação de oxirredução,
eletrólise, eletrodeposição e pilha.

6. 5
1 MATERIAIS E MÉTODOS
Para a realização dos quatro procedimentos pedidos na aula de Princípios
Experimentais de Química, na Universidade Federal do Tocantins, utilizamos os seguintes
materiais:
Solução de sulfato de cobre (CuSO4)
Clips de papel
Solução de iodeto de potássio (KI)
Solução de sulfato de zinco (ZnSO4)
Fenolftaleína
Solução de amido
Dois fios elétricos
Pilha
Prego
Papel de filtro
Placa de zinco (Zn)
Moeda (cobre – Cu)
Béquer graduado em 50 mL
Pipeta graduada em 3,0 mL
Vidro de relógio
Voltímetro.
Em um primeiro momento, fizemos a reação de oxidação. Despejamos em um béquer
uma quantidade significativa de sulfato de cobre (CuSO4), mergulhamos o clips nesta solução,
e observamos qual composto reduziu e qual oxidou.
Para efetuar a eletrólise, pingamos, com a pipeta, 10 gotas de fenolftaleína em um
béquer, juntamente com 10 gotas de solução de amido e uma certa quantidade de solução de
iodeto de potássio (KI), homogeneizando bem a mistura. Com o auxílio da fita adesiva,
unimos um fio elétrico nos polos positivo e negativo da pilha. Mergulhamos esses dois fios na
mistura contida no béquer, atentos para os fios ficarem separados no béquer, para melhor
observação dos resultados.

7. 6
Seguimos para a eletrodeposição, em que utilizamos novamente a pilha, mas desta vez
colocamos em seu lado negativo o fio elétrico unido a um prego. Mergulhamos os fios
elétricos na solução de sulfato de cobre contida no béquer. Observamos novamente as reações
de oxidação e redução.
Para finalizar fizemos uma pilha, com o objetivo de determinar qual o polo positivo e
negativo desta, e medir sua voltagem e amperagem. Primeiramente polimos as placas de zinco
a serem utilizadas, a fim de que se tenha maior exatidão no experimento. Em um vidro de
relógio colocamos primeiro uma placa de zinco, depois um papel de filtro embebido de
sulfato de zinco (ZnSO4), seguido por um papel de filtro embebido de sulfato de sobre
(CuSO4) e por fim uma moeda (cobre) e assim sucessivamente até acabar o material que nos
foi dado. Com a pilha pronta, medimos, com o voltímetro, sua voltagem e amperagem.

8. 7
2 RESULTADOS E DISCUSSÕES
No primeiro experimento, realizamos a reação de oxirredução entre o cromo, contido
no clips, e o cobre, que estava em solução com o sulfato (SO4
-2
). O cobre reduziu,
depositando-se em volta do clips, fazendo com que o objeto ficasse bronzeado, devido ao fato
do potencial de redução cúprico ser superior ao potencial cromático. Enquanto isso, o cromo
oxidou reagindo com o sulfato e permanecendo em solução:
CuSO4 (aq) + Cr (s) → CrSO4 (aq) + Cu(s)
No segundo procedimento, observamos a ocorrência da eletrólise a partir de uma pilha
com fios de cobre mergulhado em uma solução com iodeto de potássio (KI) e dois
indicadores, amido e fenolftaleína. Depois de certo tempo, o fio conectado no polo negativo
da pilha começou a borbulhar, devido a redução do H+
, que transformou no gás hidrogênio
(H2):
2 H+
(aq) + 2e-
→ H2 (g)
Além disso, na solução em volta do cátodo houve a formação de hidróxido de
potássio, fazendo com que o meio se tornasse básico, alterando a cor para rosa, por causa da
fenolftaleína, um indicador ácido-base, que em meio básico fica com uma coloração rosa.
A solução em volta do fio conectado no polo positivo ficou em um tom entre amarelo
e castanho (não muito perceptível) devido à formação de iodo. A fraca intensidade da
coloração provavelmente é relacionada ao amido, que não possuía uma concentração forte. O
iodo em solução de amido resulta em uma cor azul intensa e em solução aquosa fica da cor
obtida na experiência. A reação global dessa eletrólise é:
2 KI(aq) + 2 H2O(l) → I2 + H2(g) + 2 K-1
(aq) + 2 OH-1
(g)
No terceiro experimento, realizamos a eletrodeposição entre a solução de sulfato de
cobre e o prego de ferro, que estava ligado no polo negativo da pilha. A partir de um certo

9. 8
tempo, houve a deposição do cobre, que sofreu redução, no fundo do béquer. O zinco, através
da reação química presente na pilha doou elétron para o cobre, sendo o reagente redutor e
oxidando em vez do ferro, que foi usado apenas como um condutor de corrente elétrica.
Zn0
→ Zn+2
+ 2 e-
Cu+2
+ 2 e-
→ Cu0
No último procedimento criamos uma pilha, formada por placa de zinco, moeda feita
de cobre e papéis banhado em solução com sulfato de zinco e sulfato de cobre (esses papéis
repõe os elétrons, como se fossem o carregador de um celular), para medir a voltagem e
amperagem e saber qual polo é o positivo e negativo. A voltagem obtida foi de
aproximadamente 0,8 volts, sendo uma tensão baixíssima e por isso não foi possível medir a
amperagem. Sabendo que o potencial de redução do cobre é maior do que o potencial do
zinco, o polo positivo o cátodo, ou seja, o polo que recebe elétrons, que, neste caso é o cobre.
O polo negativo é o zinco, o que doa o elétron sendo chamado de ânodo.
E0
red (Cu+2
) = + 0,34V / E0
red (Zn+2
) = - 0,76V.

10. 9
3 CONCLUSÃO
De acordo com o que foi abordado no trabalho, eletroquímica é a ciência que envolve
a transformação da energia química em elétrica (eletrólise) assim como o caminho oposto
(pilha). Através da reação de oxirredução, elementos perdem elétrons (agentes redutores) e
outros ganham (agentes oxidantes).
Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior a tendência em ganhar
elétrons. Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução.
Para o potencial de oxidação, quanto maior o valor de E0
, maior a tendência em perder
elétrons e, portanto, ceder elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.
As pilhas, também descritas no trabalho, são sistemas que possuem capacidade de
produzir energia elétrica a partir de uma reação química. Estes sistemas podem ser chamados
também de células galvânicas, que transforma a energia de uma reação química em energia
elétrica. Já a eletrólise é uma reação de oxirredução não espontânea, ao contrário da pilha,
sendo necessário uma fonte externa que forneça corrente elétrica para a ocorrência da reação.

11. 10
4 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, Peter ; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o
meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
FELTRE, Ricardo. Química: físico-química. 7. ed. São Paulo: Moderna, 2008.
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de química. 6. ed.
Rio de Janeiro: LTC, 2009.
NISENBAUM, Moises André. Pilhas e Baterias. [Rio de Janeiro]: Sala de Leitura, [s.d.].
Disponível em: <http://www.web.ccead.puc-
rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_pilhas_e_baterias.pdf>. Acesso
em: 20 out. 2012.