Int Termo Exp - Relatório 2 (Eletrólise)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO - CAMPUS RECIFE
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FUNDAMENTAL (DQF)
LABORATÓRIO DO NIATE - CCEN
EXPERIMENTO 2 - ELETRÓLISE
TURMA 01A
Relatório apresentado ao professor
Jorge Luiz Neves, para obtenção
de nota na disciplina de
Experimentos em Termodinâmica
e Equilíbrio Químico.
MATHEUS AUGUSTO BERNARDINO DE ALBUQUERQUE LAPA
RECIFE, 2024
1
Resumo
Neste experimento, serão
tratados montagem e operação de
células eletrolíticas, a fim de observar
como funciona a reação química de
eletrólise.
Introdução
No âmago das reações de
redução e oxidação - no que diz respeito
às células galvânicas - sabe-se que
existem as espontâneas, que acontecem
naturalmente, mas nos deparamos,
também, com algumas não-espontâneas;
essas últimas, na verdade, podem ser
induzidas a acontecer através da
inferência de corrente elétrica. Por sua
vez, essas reações possuem uma
denominação que deriva do grego
‘electro’ + ‘lysis’ (electrolysis =>
eletrólise), eletrólise, que significa
“quebra por energia elétrica”.
Ainda sobre a espontaneidade
das reações, entende-se que a diferença
de potencial influencia diretamente em
como a reação vai ocorrer, de forma
que, se a potência geral da reação ( )𝐸
𝐺
0
for positiva ( ), ela ocorrerá𝐸 > 0
naturalmente; no entanto, se for
negativa ( ), a reação jamais0 > 𝐸
acontecerá espontaneamente. Por isso,
as reações trabalhadas na prática são
reações catalisadas a acontecer através
da técnica de eletrólise, pois o seu
potencial geral é negativo.
O objetivo deste experimento é
versar a montagem e operação de
células eletrolíticas, levando em conta a
interação entre compostos químicos,
atreladas às relações que convergem em
reações eletrolíticas, buscando observar
seu funcionamento.
Procedimento Experimental
1. Para este experimento, foram
preparadas 4 células distintas:
2. Para a primeira célula,
colocou-se, em um béquer de
100ml, 80ml de solução de
iodeto de potássio (KI) a 0,1 M;
3. Em seguida, adicionou-se três
gotas do indicador fenolftaleína
(C20H14O4) e misturou-se com
um bastão de vidro até a
homogeneização;
4. Após isso, transferiu-se a
mistura para ⅔ de um tubo em
“U”.
5. Para a segunda célula,
colocou-se, em um béquer de
100ml, 80ml de solução solução
de iodeto de potássio (KI) a 0,1
M;
6. Depois disso, adicionou-se três
gotas do indicador azul de
bromofenol (C19H10Br4O5S) a 0,1
M e misturou-se até a
homogeneização;
7. Após isso, transferiu-se a
mistura para ⅔ de um tubo em
“U”.
2
8. Para a terceira célula,
colocou-se, em um béquer de
100ml, 80ml de nitrato de cobre
I (CuNO3) a 0,1 M;
9. Após isso, adicionou-se três
gotas de azul de bromofenol
(C19H10Br4O5S) a 0,1 M e
misturou-se até a
homogeneização;
10. Então, transferiu-se a mistura
para ⅔ de um tubo em “U”.
11. Para a quarta célula, colocou-se,
em um béquer de 100ml, 80ml
de solução de sulfato de
magnésio (MgSO4) a 0,1 M;
12. Em seguida, adicionou-se três
gotas do indicador azul de
bromofenol (C19H10Br4O5S) a 0,1
M e mistura-se até a
homogeneização;
13. Após isso, transferiu-se a
mistura para ⅔ de um tubo em
“U”.
14. Estando prontas essas etapas,
foi feita a operação das células
eletrolíticas;
15. Primeiro, conectou-se dois
eletrodos de grafite a uma fonte
de corrente contínua;
16. Depois, associou-se os eletrodos
nas extremidades dos tubos em
“U”;
17. Então, ligou-se a fonte por 10
minutos;
18. Aplicou-se tensão de 2V nas
células 1 e 2, 1V na célula 3 e
1.5V na célula 4.
19.
respectivamente: KI (fenolftaleína), KI (bromofenol),
Cu(NO3) e MgSO4;
Item Complementar (eletrólise
da água):
1. Primeiramente, prendeu-se dois
eletrodos de grafite, dentro de
uma cuba de vidro, conectados a
uma fonte DC (corrente
contínua), deixando-os na
posição vertical;
2. Preencheu-se ⅔ da cuba com
solução de hidróxido de sódio
(NaOH) a 0,1 M;
3. Encheu-se completamente duas
buretas (25ml) com a mesma
solução;
4. Após isso, inverteu-se a posição
das buretas (tapando os buracos
com os dedos protegidos por
luvas);
5. Em seguida, mergulhou-se as
buretas na cuba, de modo que os
eletrodos ficam no interior das
buretas;
6. Prenderam-se as buretas num
suporte;
3
7. Depois disso, abriu-se a chave
das buretas para que o menisco
desça até o ponto 25ml;
8. Em seguida, ligou-se a fonte a
uma tensão 10V e corrente
200mA, deixando fluir por 10
minutos;
9. Por conta da formação de gases
dentro da bureta, foi possível
observar um deslocamento do
menisco.
10. Este deslocamento se trata dos
volumes de hidrogênio(g) e
oxigênio(g) produzidos na
eletrólise da água.
Materiais utilizados:
● Solução de iodeto de potássio
0,1 M;
● Solução de nitrato de cobre I 0,1
M;
● Solução de sulfato de magnésio
0,1 M;
● Solução de hidróxido de sódio
0,1 M;
● Solução de fenolftaleína;
● Solução de azul de bromofenol;
● 04 béqueres de 100 mL;
● 04 tubos em "U";
● 01 bastão de vidro;
● 02 buretas de 25 mL;
● 01 cuba de vidro;
● 10 eletrodos de grafite;
● Suporte para duas buretas;
● Fonte de corrente contínua.
Resultados e Discussões
Para a primeira reação, temos:
2 𝐾𝐼
(𝑎𝑞)
+ 2 𝐻
2
𝑂 ⇒ 2 𝐾++ 𝐼
2(𝑠)
+ 2 𝑂𝐻− + 𝐻
2(𝑔)
Para a segunda reação, temos:
2 𝐾𝐼
(𝑎𝑞)
+ 2 𝐻
2
𝑂 ⇒ 2 𝐾+ + 𝐼
2(𝑠)
+ 2 𝑂𝐻− + 𝐻
2(𝑔)
Para a terceira reação, temos:
𝐶𝑢(𝑁𝑂
3
)
2(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑂 ⇒ 𝐶𝑢+ + 2 𝑁𝑂
3(𝑠)
+ 𝑂𝐻− + 𝐻
(𝑔)
Neste caso, observou-se um precipitado no fundo do
tubo.
Para a quarta reação, temos:
𝑀𝑔𝑆𝑂
4(𝑠)
+ 𝐻
2
𝑂 ⇒ 𝑀𝑔− + 𝑆𝑂
4(𝑠)
+ 𝐻+ + 𝑂𝐻
(𝑔)
Questões
1. Numa bateria de automóvel, as
células contêm eletrodos de chumbo
cobertos com sulfato de chumbo,
mergulhados numa solução aquosa de
ácido sulfúrico. Quando as células
estão carregadas (pelo gerador ou
alimentador) a reação no ânodo produz
dióxido de chumbo enquanto chumbo
metálico é formado no cátodo. As
reações inversas ocorrem durante a
descarga da bateria. Escreva as
equações para as duas reações
ocorrendo em cada ciclo (carga e
descarga) e explique por que a
densidade da solução ácida aumenta
durante o ciclo de carga e diminui
durante a descarga. Explique o que
aconteceria num ciclo de carga longo
demais, após a conversão de todo o
a chumbo metálico.𝑃𝑏2+
R:
Reação no ânodo:
𝑃𝑏𝑆𝑂
4
+ 2 𝐻
2
𝑂 ⇒ 𝑃𝑏𝑂
2
+ 4 𝐻+ + 𝑆𝑂4− + 2𝑒−
Reação no cátodo:
4
𝑃𝑏𝑆𝑂
4
+ 2𝑒 ⇒ 𝑃𝑏 + 𝑆𝑂4−
Reação de carga:
𝑃𝑏2+ + 𝑆𝑂
4
⇒ 𝑃𝑏𝑆𝑂
4
+ 2𝑒
Reação de descarga:
𝑃𝑏𝑂
2
+ 4 𝐻+ + 2𝑒 ⇒ 𝑃𝑏𝑆𝑂
4
+ 2 𝐻
2
𝑂
Durante os ciclos de carga e
descarga, a densidade da reação ácida
tende a aumentar e diminuir,
respectivamente, por que a reação está
sofrendo ou deixando de sofrer
eletrólise.
No caso de um ciclo de carga
longo demais, onde todo 𝑃𝑏2+é 
convertido em chumbo metálico, este
seria possível ser visto como precipitado
ao fundo da solução.
2. Por que usamos uma fonte de tensão
corrente contínua (DC) ao invés de uma
corrente alternada (AC) na prática?
R: Foi usada uma fonte de tensão
corrente contínua por que, neste tipo de
tensão, os elétrons fluem em um único
sentido, favorecendo a reação.
Conclusão
Foi possível observar, a partir do
uso dos indicadores de pH, como cada
solução reagiu diferentemente após a
eletrólise. Na primeira célula,
observou-se uma coloração amarela,
rosa e também incolor, indicando que,
talvez, a solução não tenha sido
corretamente homogeneizada; na
segunda, a cor “roxo” escuro, claro, e
uma pequena porção de amarelo,
indicando algum possível resquício de
algum reagente que se depositou no
topo do tubo em “U”; na terceira,
notou-se uma coloração azul claro e um
precipitado ao fundo do tubo,
provavelmente de cobre metálico; na
quarta célula, foi possível ver uma
coloração roxa clara bastante
homogênea, o que indica que a reação
ocorreu completamente.
Referências Bibliográficas
ATKINS, P. JONES, L.; Princípios de
Química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente; 5ª Ed,
BookmanCompanhia Ed., 2011.
SADE, Wagner, et al. Investigação da
corrosão eletrolítica em telhas de aço
cobertas com zincalume. SciELO.
Disponível em:
<https://www.scielo.br/j/rmat/a/jDmfJW
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ALVES, Valéria A., et al. Células
eletrolítica e a combustível
confeccionadas com materiais
alternativos para o ensino de
eletroquímica. SciELO. Disponível em:
<https://www.scielo.br/j/qn/a/jBPWpC
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