relatorio de quimica eletrolise

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AULA 8/ BANCADA 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ELETROQUÍMICA - ELETRÓLISE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALUNOS: 
JULIA NUNES 
LEANDRO SALGADO 
SAMARA VIDAL 
ANGÉLICA MENEZES 
 
 
 
 
NITERÓI 
2017 
 
 
 
 
Resumo: 
 
A eletroquímica é um ramo da química que estuda o fenômeno da transferência de elétrons 
para a transformação de energia química em energia elétrica ou vice-versa. 
Os dois campos de estudo principais da eletroquímica são: pilhas e baterias, e a eletrólise 
que é o processo inverso que ocorre nas pilhas e baterias, ou seja, ocorre a transformação 
de energia elétrica em energia química. 
 
Denomina-se eletrólise, todo processo químico não espontâneo provocado por 
uma corrente elétrica, portanto, inverso ao processo de uma pilha. A eletrólise consiste 
em converter a energia elétrica proveniente de um gerado (fonte) em energia química, 
através da descarga de íons, onde os cátions receberão elétrons cátodo), 
sofrendo redução, enquanto que os ânions cederão elétrons (anodo), sofrendo oxidação. 
As reações de eletrólise podem ocorrer entre dois ou mais eletrodos mergulhados 
em uma solução condutora, onde será estabelecida uma diferença de potencial 
elétrico. 
Dividem-se em basicamente dois tipos de reações: 
- Eletrólise Ígnea: neste tipo de reação a corrente elétrica passa por uma 
substância iônica no estado de fusão (liquefeita ou fundida), ou seja, não há presença 
de água. É um tipo de reação muito utilizado na indústria, principalmente para 
a produção de metais 
- Eletrólise Aquosa: consiste na passagem da corrente elétrica através de um 
líquido condutor. N este tipo, apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. 
 
 
 
 
 
Palavras chaves: Eletroquímica. Eletrólise. Oxirredução. Energia Química. Cobreação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 
 
 
Parte I: Cobreação 
 
No processo de cobreamento, uma peça metálica é revestida com uma camada do metal 
cobre. 
A peça a ser recoberta é ligada ao pólo negativo de uma fonte de energia, tornando-se 
cátodo do processo, pois atrairá os cátions da solução. Um eletrodo de cobre é ligado ao 
pólo positivo da fonte de energia, tornando-se ânodo. A cobreação é realizada em uma 
solução de CuSO4. Durante o processo ocorrem as seguintes reações: 
 
 CuSO4 Cu2+ + SO42 
 
 H2O H+ + OH 
 
A oxidação do cobre no eletrodo de cobre fornece os elétrons necessários para a redução 
do mesmo cobre sobre a superfície da peça a ser protegida. O cobre é oxidado e reduzido 
durante o processo, além de ocorrer a produção de gás H2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte II: Eletrólise aquosa do NaCl 
 
Observou-se no ferro uma coloração rosa, quando ligou no polo negativo da fonte de alimen-
tação forçando-o a ser o catodo da reação. Consequentemente no grafite observou-se o a liberação de 
oxigênio. Assim o catodo fica protegido sem o auxílio de consumo do anodo, já que neste evento 
usou-se energia externa. Ressalta-se então o uso de um anodo inerte (grafite) somente para completar 
o circuito eletroquímico . 
Verificou-se que as cores nos eletrodos servem como para auxilio da identificação de anodo 
e catodo das reações, ou seja, sem o acréscimo de reagentes como ferricianeto de potássio e fenolfta-
leína as reações aconteceriam de mesmo modo. 
 
 
NaCl Na+ + Cl- 
 
H2O H+ + OH- 
 
 Houve a liberação de H+ e produziu Cl2 . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CONCLUSÃO 
A eletrólise refere se à reação química ou reações que acompanha a passagem de uma 
corrente através de uma solução eletrolítica, por exemplos as pilhas voltaicas. Elas podem ser 
por meio de soluções aquosa que é preciso investigar se a oxidação ou redução ocorre com a 
água ou com soluto. 
 O experimento foi muito satisfatório devido ao fato de cada eletrodo ter sua característica 
bem definida através do uso dos reagentes, que atuaram de forma efetiva na maximização das reações 
ocorridas nas células eletrolíticas. Baseando-se nisto, pôde-se concluir que os eletrodos podem cons-
tituir reação de forma não espontânea através do uso de uma fonte de alimentação de corrente contí-
nua, ou seja, mesmo que os potenciais de redução dos eletrodos sugiram uma dada reação, que ocor-
reria em uma célula galvânica, obteve-se resultados relevantes que mostram que a reação inversa e 
não espontânea também é possível. 
 
Bibliografia: 
 
 
SILVA, R.R; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental. São 
Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
GIESBRECHT, E. (coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos, PEQ 
- Projetos de Ensino de Química, São Paulo: Ed. Moderna, 1982, p. 57-58. 
SEMICHIN, V., Práticas de Química Geral Inorgânica, São Paulo, Editora Mir, 1979.