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SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E 
TECNOLOGIA DO PARÁ - CAMPUS BELÉM 
 COORDENAÇÃO DE ENGENHARIA DE MATERIAIS 
 
 
 
 
 
 
 
ELETRÓLISE AQUOSA DO CLORETO DE SÓDIO (NaCl). 
 
 
 
Relatório apresentado à disciplina Química 
Inorgânica Experimental I da turma C3022TC 
do curso de graduação em Engenharia de 
Materiais como requisito parcial para 
obtenção de nota para 1º avaliação bimestral. 
Orientador: Prof. Me. Rui Sidarta de Souza 
Reis. 
 
 
 
ARIANA DE FÁTIMA PIRES VIEIRA 20193025335 
BRUNA FARIAS BARBOSA NAVARRO 20193025268 
LORENA GREICE OLIVEIRA DA GAMA 20193025272 
MILENA OLIVEIRA DE ALMEIDA 20193025300 
RAFAEL RODRIGUES BRAGA 20193025307 
 
 
 
 
 
 
BELÉM-PA 
2020 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 2 
2 OBJETIVOS ............................................................................................................. 3 
3 MATERIAIS E REAGENTES ................................................................................... 3 
3.1 Materiais ........................................................................................................... 3 
3.2 Reagentes ......................................................................................................... 3 
4 ELETRÓLISE AQUOSA .......................................................................................... 3 
5 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ....................................................................... 7 
6 RESULTADO E DISCUSSÃO ............................................................................... 10 
7 CONCLUSÃO ........................................................................................................ 12 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ......................................................................... 13 
2 
 
1 INTRODUÇÃO 
A Eletrólise é um ramo estudado pela Eletroquímica, em que a energia elétrica 
é transformada em energia química, ou seja, trata-se de um processo inverso ao que 
ocorre nas pilhas. O processo das pilhas é espontâneo, mas o da eletrólise não é, pois 
é necessário que se forneça a corrente elétrica por meio de algum gerador, que pode 
até mesmo ser uma pilha ou bateria, para que uma reação de oxirredução aconteça. 
 Toda eletrólise precisa do gerador de corrente contínua que passará a corrente 
elétrica por um líquido com íons, que é chamado de eletrólito. No eletrólito ficam 
imersos dois eletrodos, que geralmente são inertes, feitos de platina ou de grafita, 
sendo que um é o cátodo (polo negativo) e o outro é o ânodo (polo positivo). O 
recipiente onde fica o eletrólito e os eletrodos mergulhados nele, bem como onde 
ocorre todo o processo de oxirredução, é chamado de cuba eletrolítica. 
Figura 1- Processo de eletrólise em solução aquosa. 
 
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao 
 A eletrólise ocorre, então, da seguinte maneira: quando o gerador é ligado, os 
elétrons são transportados do gerador pelo seu polo negativo (no caso da pilha, o polo 
negativo é o ânodo) e entram na cuba eletrolítica pelo cátodo (polo negativo, no caso 
da eletrólise), onde acontece uma reação de redução, em que se recebem os elétrons. 
 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao
3 
 
2 OBJETIVOS 
 Observar a dissociação do NaCl através do processo de eletrólise em solução 
aquosa e identificar a reação catódica e anódica da mesma. 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
3.1 Materiais 
• Grafite 
• Balança analítica 
• Fonte de corrente contínua de 12 volt 
• Agitador 
• Espátula de aço 
• Estilete 
• Pisseta 
3.2 Reagentes 
• Solução de fenolftaleína (C20H16O4) 
• Água destilada (H2O) 
• Cloreto de Sódio (NaCl) 
 
4 ELETRÓLISE AQUOSA 
A eletrólise é um processo não espontâneo que precisa ser iniciado por meio 
da corrente elétrica, que quebra ou decompõe a substância que está sendo submetida 
a ela. É muito utilizada pela indústria química, pois permite a obtenção de substâncias 
que não existem livres na natureza. Existem dois tipos de eletrólise: a ígnea e a 
aquosa. Na solução aquosa, a substância diluída se dissocia liberando íons para o 
meio, que entrarão em uma disputa com os íons provenientes da ionização da água 
para descarregar nos eletrodos. 
Apenas um cátion e um ânion irão descarregar, apesar de todos os íons 
presentes na solução. Para saber quais serão eles, é necessário que se considere 
uma ordem de prioridade, dada da seguinte forma: 
 
4 
 
Cátions: 
O alumínio III e as famílias IA e IIA possuem prioridade menor do que a do 
cátion da água, que por sua vez possui menor prioridade do que os demais cátions, 
ou seja, em uma solução com água, apenas o alumínio III e os elementos das famílias 
IA e IIA não irão descarregar. 
Ânions: 
Em uma solução aquosa, o ânion da água prevalece ao dos fluoretos e dos 
ânions oxigenados, tendo menor prioridade para os demais, ou seja, qualquer ânion, 
excetuando os dos fluoretos e os dos ânions oxigenados, descarrega em uma disputa 
com a água. 
Por exemplo, no caso da eletrólise da salmoura (sal dissolvido na água), temos 
os quatro íons: Na+ e H+, Cl- e OH-. Consultando a fila de facilidade de descarga 
elétrica, vemos que o H+ tem maior facilidade que o Na+ e também notamos que o 
Cl- tem maior facilidade que o OH-. Assim, o cátion Na+ e o ânion OH permanecerão 
na solução (são os “íons espectadores”), enquanto o H+ e o Cl- irão reagir, conforme 
Figura 2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
Figura 2- Reações envolvidas na eletrólise da salmoura. 
 
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao 
 Em eletrólises convencionais de soluções aquosas de cloreto de sódio, ocorrem 
as seguintes reações: 
• Dissociação; 
• Autoionização da água; 
• Redução do cátion; 
• Oxidação do ânion. 
 A soma de todas essas equações gera uma equação global, a qual representa 
a eletrólise. No caso da eletrólise em meio aquoso do cloreto de sódio, temos as 
seguintes equações: 
 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao
6 
 
• Dissociação do sal: 2NaCl (aq) → 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq) 
Como na equação de oxidação do ânion o cloro foi duplicado, essa equação 
também deve ser duplicada. 
• Autoionização da água: 2H2O (L) → 2H+ (aq) + 2OH- (aq) 
Como na equação de redução do cátion o hidrônio foi duplicado, essa equação 
também deve ser duplicada. 
• Redução do cátion: 2H+ (aq) + 2e → H2 (g) 
• Oxidação do ânion: 2Cl- (aq) → 2e + Cl2 (g) 
 Eliminando os itens que se repetem no produto de uma equação com os 
reagentes de outra equação, formamos a equação geral dessa eletrólise. 
• Equação geral: 2NaCl (aq) + 2H2O (L) → 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) + H2 (g) + Cl2 (g) 
Como na equação global temos a presença de ânion hidróxido (OH-) e cátions 
sódio (Na+), na eletrólise em meio aquoso do cloreto de sódio, além da produção dos 
gases cloro e hidrogênio, temos também a produção de hidróxido de sódio. 
 Para determinarmos quais serão os participantes e quais serão os 
espectadores, existe uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na 
Figura 3. 
Figura 3- Ordem de facilidade de descarga. 
 
 
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao 
 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao
7 
 
 Desse modo, consultando a lista, vemos que o cátion H+ tem mais facilidade de 
descarga que o Na+ que é um metal alcalino. E, com respeito aos ânions, o Cl- é um 
ânion não oxigenado e mais reativo que OH-. 
5 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
• Tarou-se a balança analítica; 
• Pesou 0,5 g de NaCl; 
• E em seguida colocou-se 40ml de água destilada no Becker aonde se 
encontrava a solução de NaCl. 
Figura 4- Materiais utilizados no experimento.Fonte: imagem arquivo pessoal 
Figura 5- Pesagem dos elementos. 
 
8 
 
 
Fonte: imagem arquivo pessoal 
 Após realizado a pesagem do NaCl e anotar a massa do mesmo, montou-se a 
estrutura e a fonte de corrente elétrica, adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína, em 
seguida foi colocado cada parte do grafite em cada eletrodo e ligou-se a fonte a 
tomada de 127 v. 
• Partiu-se a grafite ao meio 
• Colocou-se cada pedaço do grafite em um elétrodo 
• Acrescentou as gotas de fenolftaleína 
• Ligou-se a fonte 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
Figura 6- Processo experimental de eletrólise. 
 
 
Fonte: arquivo pessoal 
 Passando alguns minutos percebeu-se que a coloração rosa ficou mais fraca 
como é visualizado na imagem abaixo: 
Figura 7- Mudança de coloração da solução. 
 
Fonte: arquivo pessoal 
10 
 
 Os íons negativos são atraídos pelo polo positivo (ânodo), onde irão perder 
elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos ao polo migram através do circuito externo 
até o polo negativo (cátodo). Lá, estes serão "ganhos" pelos íons positivos (redução) 
com algumas gostas de fenolftaleína. 
6 RESULTADO E DISCUSSÃO 
 Foram observados e anotado os resultados obtidos no experimento, segue 
descritos abaixo: 
 O NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos 
serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo 
positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se 
formará ao redor do seu respectivo eletrodo. 
 No cátodo, o polo negativo da cela eletrolítica, os elétrons chegam ao 
eletrodo e é para onde migram os cátions presentes na solução. Portanto, é onde 
ocorre a descarga do cátion H+ e sua redução, conforme a equação seguinte: 
 
2H+ + 2e → H2 (g) 
 
 No ânodo, o polo positivo da cela eletrolítica, os cátions presentes na 
solução sofrem a descarga e perdem seus elétrons. Por ter prioridade de descarga 
sobre o OH-, o Cl- migra para a o ânodo, onde sofre oxidação conforme a equação 
seguinte: 
2Cl- (aq) → 2e + Cl2 (g) 
 
 Podemos escrever a equação geral do processo de eletrólise somando as 
reações de cada etapa do processo: a dissociação; a autoionização da água; a 
redução do cátion; e a oxidação do ânion. 
NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl- (aq) 
H2O → H+ + OH- 
2H+ + 2e → H2 (g) 
2Cl- (aq) → 2e + Cl2 (g) 
 Balanceando as equações e eliminando os itens que se repetem nos reagentes 
e nos produtos, temos: 
11 
 
 
2NaCl (aq) + 2H2O (liq) → 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) + H2 (g) + Cl2 (g) 
 
 Analisando a equação global, temos ainda em solução os íons Na+ (aq) e OH- 
(aq), formando soda cáustica (NaOH), um dos produtos da reação, além do gás 
hidrogênio, formado no cátodo, e do gás cloro, formado no ânodo. 
 A coloração da solução mudou de cor indo para no local onde se encontrava o 
eletrodo negativo, essa mudança de cor, dependendo da acidez ou da basicidade, 
ocorre com várias substâncias que são chamadas de indicadores ácido-base. Por 
exemplo, a fenolftaleína é uma solução alcoólica que atua como indicador ácido-base, 
pois ela fica incolor na presença de uma solução ácida e em meio neutro ou em meio 
levemente básico; já na presença de meio fortemente básico, ela adquire coloração 
rosa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
7 CONCLUSÃO 
 A partir dos experimentos realizados neste trabalho, conclui-se que eletrólise é 
o processo inverso da pilha, ou seja, enquanto a pilha é uma reação espontânea, a 
eletrólise é uma reação induzida (não espontânea), com descarga de íons que se 
baseia na conversão de energia elétrica em energia química 
 Por meio da eletrólise de solução aquosa de NaCl ocorre a formação de bolhas, 
onde nada mais é que o desprendimento do gás hidrogênio (H2), juntamente com 
a formação de gás cloro (Cl2) e que ainda se obtém o hidróxido de sódio (NaOH) na 
solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://www.tabelaperiodica.org/cloro/
13 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ALVES, L. Função da Eletrólise. Disponível em: 
<http://www.brasilescola.com/quimica/funcao-eletrolise.htm>. Acesso em 18 de 
setembro de 2019. 
BACCAN, N; et al. Química analítica quantitativa elementar. 3. Ed. São Paulo: 
Edgard Blucher, 2004. 
FELTRE, R. Físico – Química. 5. Ed. – São Paulo: Moderna, 2000. p.361 – 443. 
LISBOA, J. C. F. Química, 2º ano: ensino médio. 1ª Ed. – São Paulo: Edições SM, 
2010. (Coleção Ser protagonista). p. 292 – 353. 
RUSSEL, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo: Makron Books, 1994 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – volume único. São Paulo: 
Saraiva, 2002.

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