EXPERIMENTO 05

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EXPERIMENTO 05: ELETRÓLISE
 
INTRODUÇÃO
 	 Célula eletrolítica pode ser definida como uma célula eletroquímica na qual a corrente elétrica é usada para provocar uma mudança química[1]. A disposição dos componentes na célula eletrolítica difere da célula galvânica, particularmente, nos dois eletrodos que normalmente estão no mesmo recipiente e há somente um tipo de eletrólito. A corrente é fornecida por uma fonte externa e usada para força uma reação não-espontânea.
Figura 1.1: Esquema de uma célula eletrolítica [2].
	 
No diagrama mostrado na figura 1.1 pode-se observar que o sistema estando ativo, os cátions, recebem elétrons no polo negativo e sofrem redução. Os ânions migram para o polo positivo (ânodo) e se oxidam, liberando os elétrons no eletrodo. 
	 Por convenção, o eletrodo com carga negativa na célula eletrolítica é denominado cátodo, enquanto o carregado positivamente é chamado ânodo, que é o oposto ao de uma célula galvânica.
	 Os íons livres são de fundamental importância, para o fechamento do circuito. Assim como a energia elétrica proveniente do gerador que é também fundamental para produzir a energia química necessária para que as reações de oxidação e redução, que ocorrem nos eletrodos acorram.
	 É importante mencionar que a diferença de potencial para forçar uma reação no sentido não espontâneo, a fonte externa, deve gerar uma diferença de potencial maior que a tensão produzida pela reação inversa e se há mais de uma espécie que pode ser reduzida as espécies com maiores potenciais de redução são preferencialmente reduzidas. 
Quando a água está na sua forma pura os íons da água interferem nas eletrólises em meio aquoso, porque eles podem se depositar nos eletrodos se a sua tendência for maior do que a dos íons da substância dissolvida, contudo, a agua destilada é mal condutora de eletricidade, portanto não sendo possível verificar decomposição eletrolítica. Isso se dá por causa da autoionização da água é muito pequena e insuficiente para conduzir corrente elétrica.
Logo, se for necessária uma eletrólise do cátion e do ânion da água, é preciso dissolver algum soluto que contenha íons mais reativos que os da água, que não participem das reações envolvidas. Através da lista de prioridade de descarga dos íons em solução aquosa. Os cátions dos metais alcalinos, dos metais alcalino terrosos e do alumínio têm menor facilidade de descarga que o hidrônio e que os ânions oxigenados e o fluoreto têm menor facilidade de descarga que a hidroxila.
Este experimento tem como objetivo construir três células eletrolíticas para a realização de eletrólises aquosas de soluções de iodeto de potássio (KI) e sulfato de magnésio (MgSO4).
MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
- 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.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Eletrolise de Soluções Salinas
3.1.1 Construção de célula para eletrólise de solução de KI com fenolftaleína (Célula 1).
Em um béquer de 100 mL, foi colocado aproximadamente 80 mL de solução de iodeto de potássio a 0,1 M. Posteriormente foi adicionado três gotas do indicador fenolftaleína e a mistura foi agitada, com um bastão de vidro até a homogeneização completa. Em um tubo em "U", até cerca de 2/3 da sua altura foi colocada a solução.
3.1.2 Construção de célula para eletrólise de solução de KI com azul de bromofenol (Célula 2).
Em um béquer de 100 mL, foi colocado aproximadamente 80 mL da mesma solução do item 3.1.1. E adicionado três gotas do indicador azul de bromofenol a solução foi agitada, com um bastão de vidro, até a homogeneização completa. Em um tubo em "U", até cerca de 2/3 da sua altura, a solução foi colocada. 
3.1.3 Construção de célula para eletrólise de solução de MgSO4 com azul de bromofenol (Célula 3).
Em um béquer de 100 mL, foi colocado cerca de 80 mL de solução de sulfato de magnésio a 0,1 M. E adicionado três gotas do indicador azul de bromofenol a mistura foi agitada, até a homogeneização completa, com um bastão de vidro. Em um tubo em "U" até aproximadamente 2/3 da sua altura, a solução foi colocada.
3.1.4 Operações das células eletrolíticas
Dois eletrodos de grafite foram conectados aos terminais de uma fonte de corrente contínua. Os eletrodos foram introduzidos nos tubos em "U", um em cada extremidade, de modo que os terminais da fonte não ficassem em contato com a solução no interior dos tubos. A fonte foi ligada e deixada a corrente fluir durante 10 minutos. Aplicada uma tensão de 2 V nas células 1 e 2 e de 1,5 V na célula 4. 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
4.1 Construção de célula para eletrólise de solução de KI com fenolftaleína (Célula 1) e com azul de bromofenol (Célula 2). 
Figura 4.1: Célula 01 solução de KI com fenolftaleína. 
Na célula 01 pode-se observar a mudança da coloração próximo aos eletrodos, portanto as reações que ocorreram podem ser descritas pelas equações abaixo que apresentam respectivamente as semirreações de redução das moléculas de água e de oxidação do I– , além da reação global, que representa o processo de eletrólise da água e de oxidação do iodeto.
2KI 2K+ + 2I- (dissociação do sal)
4H2O 2H3O+ + 2OH- (ionização)
Reação Anódica: 2I- I2 +2e
Reação Catódica: 2H3O+ + 2e 2H2O +H2
_________________________________
2KI + 2H2O 2K+ + 2OH- + I2(s) +H2(g)
 
Potencial padrão da reação global é igual a 
-1,37 V. Sabendo que o potencial padrão das reações do ânodo e cátodo são respectivamente -0,54V e -0,83V. Teoricamente, os íons K+ deveriam ser reduzidos em um potencial de -2,93 V, mas devido ao sobrepotencial da reação, esse cátion não se reduz
	 Antes da descarga elétrica os íons presentes na solução eram apenas K+, I-, H3O+ e OH-. ao receberem a descarga do eletrodo, os íons de iodeto sofreram oxidação e passou a produzir iodo I2(s) no estado sólido e os íons de hidrônio reduziram e formaram gás de hidrogênio. Após alguns segundos da conexão do terminal positivo do multímetro ao cátodo, pode-se observar a formação de iodo I2(s) no ânodo, facilmente visível pela sua tonalidade amarela clara, dado que no início a solução era incolor 
Tabela 4.1: Valores de pH antes e depois da descarga
	 pH (antes)
	5,0 - 6,0
	pH ( depois)
	7,0 - 8,0
	 A fenolftaleína apresenta-se na coloração rosa quando em meio alcalino, devido há a formação de íons hidroxila OH– no cátodo. Neste, as moléculas de H2 O são reduzidas a H2(g) e a íons OH– na tela 4.1 é possível verificar que após a descarga a região próxima ao cátodo apresentou uma coloração rosa. 
Figura 4.2: Célula 02 solução de KI com bromofenol. 
Já na célula 2 como mostra a figura 4.2 é possível perceber que não houve mudança na coloração na região do cátodo, apenas observada uma mudança na coloração, com a formação de iodo I2(s) no estado sólido no ânodo, quando a solução está com pH abaixo de 3 a solução fica amarela e quando ela está acima de 4,6 é azul, portanto a não ocorreu mudança na coloração ante e depois da descarga da corrente, porque a solução passou do meio neutro para alcalino.
4.3 Construção de célula para eletrólise de solução de MgSO4 com azul de bromofenol (Célula 3).
Em relação a célula 3, como mostra a figura 4.3, não foi observada mudanças na coloração da solução no processo de eletrólise, porque o pH se manteve constante entre 6-7, já que não ocorreu a formação dos íons hidrônio e hidróxido. Também não foi observado nada no polo positivo, porém na ração global mostra que ocorreu a formação do gás oxigênio. Essa liberação do gás não foi observada, e não foi possível detectar a liberação do gásde oxigênio.
MgSO4 Mg2+ + SO42- (dissociação) 8H2O 4H3O+ + 4OH- (ionização)
Reação Anódica: 4OH- 4e + 4H2O +O2(g)
Reação Catódica:4H3O+ +4e 4H2O+ H2(g)
__________________________________
MgSO4+2H2OMg2++SO42-+2H2(g) + O2(g)
Figura 4.3: Célula 03 solução de MgSO4 com bromofenol. 
CONCLUSÕES
	 Na prática realizada foi possível observar na etapa 3.1 e 3.2 quando a solução salina é submetida a uma corrente elétrica continua através de dois eletrodos inertes de grafite, provoca mudanças na solução do interior do tubo em “U” e na presença de indicadores como fenolftaleína são perceptíveis em tons de rosa. O que explica a formação do íon H3O+ e o seu consumo torna a solução básica, além da formação de iodeto. 
REFERÊNCIAS
[1] ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química, Editora Bookman, 5ª ed., Porto Alegre, 2012. 
[2]http://educacao.globo.com/quimica/assunto/eletroquimica/eletrolise.html. Acesso em 04 de Dezembro de 2017.
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 Pb2+ a chumbo metálico.
Anodo: 
Pb0 + HSO4- + H2O PbSO4 + H3O+ +2e
Cátodo: 
PbO2 + HSO4- + H3O+ +2e PbSO4 +5H2O
Reação Global:
 (carregamento) 
Pb + PbO2 + 2HSO4-+ 2H3O+ 2PbSO4
+ 4H2O (descarregamento)
Pela reação global observamos que no processo de carregamento a bateria vai sendo consumida e a concentração de H3O+
diminue e o pH aumenta e o processo inverso que é o descarregamento o pH é ácido devido ao aumento do íon H3O+.
2) Por que usamos uma fonte de tensão corrente contínua (DC) ao invés de uma corrente alternada (AC) na prática?
Corrente contínua é considerada contínua quando não altera seu sentido, ou seja, é sempre positiva ou sempre negativa.
Corrente alternada depende da forma como é gerada a corrente, esta é invertida periodicamente, ou seja, ora é positiva e ora é negativa, fazendo com que os elétrons executem um movimento de vai-e-vem.
Este tipo de corrente é o que encontramos quando medimos a corrente encontrada na rede elétrica residencial, ou seja, a corrente medida nas tomada das residências.
Portanto, ao utilizar uma fonte de tensão de corrente alternada os eletrodos passam a alternar os polos, isso faz com que os deixarem de ser fixos como na corrente continua.