Relatório Fisqui Exp - Célula eletrolítica

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<p>Universidade do Estado do Rio de Janeiro</p><p>Instituto de Química</p><p>Departamento de Físico-Química</p><p>Físico-Química Experimental</p><p>Docente: Liliane Maria Magalhães de Souza</p><p>Catherine Hoedemaker</p><p>Fabiana Soares</p><p>Relatório da prática de Célula Eletrolítica</p><p>1. Indrodução</p><p>No estudo da eletroquímica dois tipos de fenômenos são estudados: célula galvânica e</p><p>célula eletrolítica. Essas células são dadas a partir da conexão de dois eletrodos (geralmente</p><p>metálicos) através de um condutor metálico e são imersos numa solução iônica contendo íons</p><p>dos respectivos eletrodos. Logo após da conexão dos eletrodos, pode ou não ocorrer reações</p><p>químicas de oxidação-redução, comumente chamadas de reação redox, de forma espontânea.</p><p>Nas células galvânicas (pilhas e baterias) ocorre a reação redox espontaneamente, onde há a</p><p>passagem de corrente elétrica pelo fio condutor externo. Por outro lado, nas células</p><p>eletrolíticas não ocorre essa reação de forma espontânea, logo é preciso de uma força elétrica</p><p>externa e aplicá-la ao sistema para que ocorra a reação redox e, assim, há o aparecimento da</p><p>corrente elétrica através do fio condutor externo, semelhante à célula galvânica.</p><p>Quando ocorre a reação redox em uma célula eletroquímica, inerentemente ocorre a</p><p>separação de cargas nos eletrodos provocando o aparecimento de polos: positivo e negativo,</p><p>onde com a aparição desses polos, há a ocorrência da reação de oxidação e redução.</p><p>● Células galvânicas: os elétrons são retirados do ânodo, ou seja, ocorre a</p><p>oxidação e por isso que o polo é negativo, e os elétrons irão em direção ao catodo ocorrendo a</p><p>redução tendo o polo positivo.</p><p>● Célula eletrolítica: os elétrons são retirados pela fonte externa do ânodo</p><p>(oxidação) e por isso é o polo positivo, e o catodo é negativo pois é nele que chegam os</p><p>elétrons na superfície do eletrodo para a reação de redução.</p><p>Nota-se que em ambos os sistemas quem estiver doando elétrons e consequentemente</p><p>ocorrendo a oxidação é chamado de anodo, já onde há a recepção elétrons e ocorrendo a</p><p>redução é chamado de catodo.</p><p>Diante do exposto, as células eletrolíticas foram a escolhida para ser discutida e feito o</p><p>experimento para sua maior observação. Michael Faraday foi um pesquisador que se dedicou</p><p>a observar qualitativamente e quantitativamente as reações não espontâneas ocorridas em</p><p>células eletrolíticas.</p><p>Os resultados das investigações de Faraday a respeito da eletrólise podem ser</p><p>resumidos em duas leis:</p><p>1. A quantidade de produto depositado de um dado íon sob o eletrodo é diretamente</p><p>proporcional a carga elétrica que passa pelo experimento.</p><p>2. As quantidades de diferentes produtos depositados no eletrodo pela mesma carga</p><p>elétrica são proporcionais a suas massas moleculares ou atômicas relativas, divididas</p><p>pela variação do seu número de oxidação durante o processo.</p><p>Com uma célula eletrolítica sendo constantemente alimentada por uma corrente</p><p>elétrica (I), a carga elétrica é obtida pelo produto entre a intensidade da corrente e o tempo (t)</p><p>decorrido (q = I . t). A carga transportada por 1 mol de elétrons é a constante de Faraday</p><p>(F = 96485 C/mol), obtida pela multiplicação da constante de Avogadro e a carga elementar</p><p>(F = NA. e = 6,022x10-23 X 1,602x10-19).</p><p>Neste experimento foi utilizado eletrodos de cobre, caracterizando uma célula</p><p>eletrolítica de concentração. O que acontece é uma transferência de cobre metálico de um</p><p>eletrodo para o outro, devido à diferença de concentração de íons cobre nas regiões próximas</p><p>a cada eletrodo.</p><p>Tabela 1: Dados coletados do experimento referentes aos eletrodos de cobre.</p><p>Experimento Eletrodo</p><p>Corrente</p><p>(mA)</p><p>Tempo</p><p>(min)</p><p>Massa inicial</p><p>(g)</p><p>Massa final</p><p>(g)</p><p>∆m (g)</p><p>1</p><p>I</p><p>100 10</p><p>8,844 8,828 0,016</p><p>II 7,760 7,778 0,018</p><p>2</p><p>III</p><p>100 20</p><p>7,237 7,274 0,037</p><p>IV 7,642 7,605 0,037</p><p>3</p><p>V</p><p>200 10</p><p>7,615 7,643 0,028</p><p>VI 6,919 6,881 0,038</p><p>Fonte: Tabela elaborada pelos autores, 2024</p><p>2. Ânodo e Cátodo</p><p>De acordo com a Tabela 1, pode-se visualizar através das massas iniciais e finais de</p><p>cada eletrodo quem é o anodo e catodo da reação redox. Temos:</p><p>● Eletrodo I: ânodo</p><p>● Eletrodo II: cátodo</p><p>● Eletrodo III: cátodo</p><p>● Eletrodo IV: ânodo</p><p>● Eletrodo V: cátodo</p><p>● Eletrodo VI: ânodo</p><p>Uma vez que o eletrodo sofre oxidação sua massa diminui pois há a perda de elétrons,</p><p>fazendo com que tenha o transporte de massa (potencial químico), bem como o transporte de</p><p>elétrons (potencial elétrico), sendo assim, as células eletroquímicas são governadas por</p><p>potenciais eletroquímicos. Já o eletrodo que sofre redução tem o aumento de sua massa, pois</p><p>“recebe” a massa proveniente do eletro que veio a se oxidar.</p><p>Portanto com o aumento de massa há a redução logo é o cátodo, polo negativo, com a</p><p>diminuição da massa há a oxidação logo é o ânodo, polo positivo. Com isso, o fluxo de</p><p>elétrons que passa pelo circuito externo e íons de Cu+2 é do positivo para o negativo e isso</p><p>tudo ocorre graças a força elétrica externa aplicada ao sistema.</p><p>3.Reações eletroquímicas</p><p>A solução eletrolítica é composta por:</p><p>● Sulfato de Cobre Pentahidratado (CuSO₄·5H₂O): Fornece íons cobre (Cu²⁺) que</p><p>participarão das reações de oxidação e redução.</p><p>● Ácido Nítrico (HNO₃): Atua como oxidante, auxiliando na manutenção do íon cobre</p><p>em solução e na limpeza da superfície dos eletrodos.</p><p>● Ácido Sulfúrico (H₂SO₄): Ajuda a aumentar a condutividade da solução, facilitando o</p><p>transporte de íons.</p><p>● Ureia: Funciona como um inibidor de complexação, evitando a formação de</p><p>complexos de cobre que poderiam interferir nas reações.</p><p>Já os eletrodos, ambos são de cobre.</p><p>Reações envolvidas:</p><p>1. Dissolução do sulfato de cobre</p><p>CuSO₄·5H₂O(s) → Cu²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) + 5H₂O(l)</p><p>Nota-se que o sulfato de cobre se dissolve em água, liberando íons cobre e sulfato.</p><p>2. Reação dos eletrodos</p><p>➢ Ânodo (oxidação): O cobre metálico do ânodo perde elétrons, oxidando-se para</p><p>formar íons cobre:</p><p>Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e⁻</p><p>➢ Cátodo (redução): Os íons cobre presentes na solução ganham elétrons, reduzindo-se</p><p>para formar cobre metálico:</p><p>Cu²⁺(aq) + 2e⁻ →Cu(s)</p><p>3. Reação Global</p><p>A reação global da célula é a soma das reações de oxidação e redução nos eletrodos:</p><p>Cu(s) + Cu²⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + Cu(s)</p><p>4. Reação catódica</p><p>➢ Semi-reação catódica</p><p>Cu²⁺(aq) + 2e⁻ →Cu(s)</p><p>O cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução. Neste caso, os íons cobre presentes na</p><p>solução ganham dois elétrons cada, transformando-se em átomos de cobre metálico que se</p><p>depositam sobre a superfície do cátodo.</p><p>A estequiometria da reação indica que a proporção entre os íons cobre e os elétrons é</p><p>de 1:2. Ou seja, para cada íon cobre reduzido, são necessários dois elétrons. A semi-reação</p><p>catódica mostra que cada íon cobre com carga +2 presente na solução precisa receber dois</p><p>elétrons para se transformar em um átomo de cobre metálico neutro. Essa relação</p><p>estequiométrica é fundamental para entender a quantidade de cobre depositado no cátodo e a</p><p>quantidade de corrente elétrica envolvida no processo.</p><p>Para calcular a quantidade teórica de massa depositada de cobre, foi utilizada a</p><p>Equação 1 e Equação 2, sendo a primeira calcula-se uma dada variação de quantidade de mols</p><p>de uma espécie i sob um valor de corrente constante e contínua, I, e quando se utiliza a</p><p>definição de número de mols torna-se a segunda.</p><p>Equação 1</p><p>→ Δni: a variação do n° de moles da espécie envolvida.</p><p>→ υ𝑖: é o número estequiométrico da espécie envolvida na reação</p><p>→ υe: número estequiométrico dos elétrons envolvidos</p><p>→ I: corrente elétrica;</p><p>→ 𝑡: tempo;</p><p>→ n: número de elétrons;</p><p>→ 𝐹: constante de Faraday</p><p>Equação 2</p><p>→ 𝑀: massa molar de 𝑋</p><p>→ 𝐼: corrente elétrica;</p><p>→ 𝑡: tempo;</p><p>→ z: é razão entre o número de elétrons e o número estequiométrico da espécie iônica</p><p>i envolvida na reação;</p><p>→ 𝐹: constante de Faraday;</p><p>→ 𝑁𝐴: constante de Avogadro;</p><p>→ 𝑒: carga elementar</p><p>Utilizando as equações, ambas dão o mesmo resultado para cada experimento, Tabela</p><p>2. Estão marcados na cor verde a comparação das massas calculadas experimentalmente e as</p><p>massas teóricas.</p><p>Nota-se, que os valores</p><p>experimentais e teóricos estão relativamente próximos no</p><p>experimento 1 e 2, diferente do experimento 3 onde os valores destoa consideravelmente. Isso</p><p>pode ser dado pela corrente do experimento 3 ser o dobro das correntes e tempos anteriores,</p><p>fazendo com que necessite de placas de cobre com maior massa para que ocorra o depósito de</p><p>cobre no cátodo esperado.</p><p>Experimento Placa Eletrodo</p><p>Corrente</p><p>(mA)</p><p>Tempo</p><p>(min)</p><p>Massa</p><p>inicial (g)</p><p>Massa</p><p>final (g)</p><p>∆m (g)</p><p>Massa teórica</p><p>depositada</p><p>(g)</p><p>1</p><p>I Anodo</p><p>100 10</p><p>8,844 8,828 0,01600</p><p>II Cátodo 7,760 7,778 0,01800 0,0197</p><p>2</p><p>III Cátodo</p><p>100 20</p><p>7,237 7,274 0,03700 0,0395</p><p>IV Anodo 7,642 7,605 0,03700</p><p>3</p><p>V Cátodo</p><p>200 10</p><p>7,615 7,643 0,02800 0,0395</p><p>VI Anodo 6,919 6,881 0,03800</p><p>Tabela 2: Comparação das massas experimentais com a massa teórica do cobre depositado</p><p>Fonte: Tabela elaborada pelos autores,2024</p><p>5. Cálculo do Número de Avogadro</p><p>Para calcular o número de Avogadro, é necessário primeiramente determinar o</p><p>equivalente químico da substância depositada (E), demonstrada na equação formulada por</p><p>Faraday, que será:</p><p>E = MM/Z</p><p>No contexto do eletrodo de cobre, convém salientar que a massa molar (MM) do cobre</p><p>é de 63,546 u, enquanto a sua carga (z) é de 2+.</p><p>Realizando a substituição dos valores nas fórmulas, é possível obter:</p><p>N = (E ⋅ I ⋅ t)/(c ⋅ m) = (31,773 ⋅ I ⋅ t)/(1,602⋅10^(-19) ⋅ m)</p><p>Com isso, com base nas equações explicitadas anteriormente, foram realizados os</p><p>cálculos do número de Avogadro experimental e encontrou-se:</p><p>Número de Avogadro Experimental 1 = (31,773 ⋅ 0,1 ⋅ 600)/(1,602⋅10^(-19) ⋅ 0,018)</p><p>= 6,607×1029</p><p>Número de Avogadro Experimental 2 =</p><p>(31,773 ⋅ 0,1 ⋅ 1200)/(1,602⋅10^(-19) ⋅ 0,037) = 6,431×1025</p><p>Número de Avogadro Experimental 3 = (31,773 ⋅ 0,2 ⋅ 600)/(1,602⋅10^(-19) ⋅ 0,028)</p><p>= 8,487×1025</p><p>6. Erro</p><p>Erro Percentual = (Na_exp)/(6,02214076⋅10^(23 ) mol^(-1) ) x 100%</p><p>a) Erro percentual 1 = 10970.3%</p><p>Erro percentual 2 = 10678%</p><p>Erro percentual 3 = 14103%.</p><p>b) A média aritmética dos Naexp é = 2,25206×1026</p><p>Com isso, o erro percentual, calculado pela equação utilizada acima, é de</p><p>aproximadamente 3739%.</p><p>c) Os métodos de medição utilizados para obter os valores ns item A apresentam uma</p><p>variação e erros maiores. Por isso, esses métodos podem não ser os mais confiáveis para</p><p>determinar o número de Avogadro.</p><p>Por outro lado, o uso da média aritmética no item B, mesmo com um erro percentual</p><p>elevado, mostrou-se ser uma abordagem mais adequada. Isso indica que, em experimentos, é</p><p>vantajoso coletar várias medições e calcular uma média, pois esse método tende a suavizar os</p><p>erros individuais e oferece uma estimativa mais precisa.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P. W.; Jones, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o</p><p>meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2009.</p><p>DENARO, A.R. Fundamentos de eletroquímica. São Paulo: Ed. da Universidade de</p><p>São Paulo, 1974.</p>