Relatorio aula 6 Eletrolise

Prévia do material em texto

Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Departamento de Ciência e Tecnologia
Relatório de aulas práticas de Laboratório em Química Aplicada
Aluno: Brendel Freitas Duarte
ELETRÓLISE
Caraúbas
2016
OBJETIVOS:
Observar a eletrólise do iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de sódio (NaCl), verificando os principais produtos e as condições necessárias para que ocorram.
INTRODUÇÃO:
As células voltaicas são baseadas nas reações de oxirredução espontâneas. Contrariamente, é possível usar a energia elétrica para fazer com que reações de oxirredução não espontâneas ocorram. Por exemplo, a eletricidade pode ser usada para decompor o cloreto de sódio fundido em seus elementos componentes, como mostra a Reação 1. 
 2NaCl(l)→ 2Na(l) + Cl2(g) (Reação 1) 
Por causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, a eletrólise de sais fundidos necessita de altas temperaturas. Uma alternativa seria realizar a eletrólise em meio aquoso. Obtém-se os mesmos produtos se fizermos a eletrólise da solução aquosa de um sal em vez de fazer do sal fundido? Nem sempre, a eletrólise de uma solução aquosa é complicada pela presença da água, porque precisa-se considerar se a água é oxidada (para formar O2) ou reduzida (para formar H2) em vez dos íons do sal fundido (Kotz e Treichel, 2009). Quando se aciona o motor de arranque de um automóvel girando-se a chave de ignição, quando se acende uma lanterna, quando se mede a concentração de um ácido em solução aquosa usando-se um aparelho medidor de pH, quando consideramos a colocação de placas de zinco no caso de uma embarcação para se evitar a sua corrosão, estamos observando a ocorrência de reações químicas. Quando se abre uma janela com esquadria de alumínio, e até quando se utiliza um sabão qualquer, estamos usufruindo de produtos obtidos como consequência do uso de reações químicas muito semelhantes àquelas citadas no primeiro parágrafo. Essas reações químicas são chamadas de eletroquímicas, que produzem eletricidade ou são por esta provocadas (http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas). A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção ou o uso da eletricidade. As reações que produzem eletricidade são aquelas que ocorrem nas pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido são as chamadas reações de eletrólise. Os fenômenos que ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido podem ser melhor estudados e compreendidos se utilizarmos um gerador de corrente elétrica contínua, que pode ser uma pilha, uma bateria ou um retificador de corrente alternada, o qual pode ser até um “carregador” de bateria de automóvel. Tendo-se em mãos uma fonte de corrente contínua, que fenômenos podemos provocar com ele? Para responder a esta nova curiosidade só resta sair experimentando.
MATERIAL E MÉTODOS:
MATERIAL
3 Becker
Eletrodos de aço-inox
Fonte de corrente 5,0 V
Dois conectores tipo jacaré
Dois fios de conexão
SOLUÇÃO
Indicadores de pH – Azul de bromotimol
Iodeto de Potássio (KI) 5% m/v
Hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v
Solução de um eletrólito inerte (sulfato de potássio K2SO4 a 5%)
Solução de NaCl 5% m/v
RESULTADOS E DISCUSSÃO:
4.1. Eletrólise do KI
	Neste procedimento será mostrada a eletrólise de iodeto de potássio com formação de iodo elementar.
	Num becker, adicionar 40 mL de solução de 5% e os eletrodos de aço inox opostamente colocados. Conecte os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões necessários. Em seguida, faça a ligação do circuito. Observe e anote.
4.2. Eletrólise do NaCl
	 Neste procedimento será mostrada a eletrólise de cloreto de sódio. No becker, dentro dele, colocar opostamente os eletrodos aço inox, como realizado nos outros procedimentos. Conecte os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões necessários. Adicionar 40 mL de solução de NaCl 5% no becker e fazer a ligação do circuito. Observar. Adicionar duas gotas de fenolftaleína e observar novamente.
4.3. Eletrólise da H2O 
	Neste procedimento será demonstrada a decomposição eletrolítica da água. Os efeitos eletrolíticos são visualizados mediante indicadores de pH.
	Adicionar no becker a solução K2SO4 (± 40 mL). Adicionar 20 gotas do indicador Azul de bromotimol e misturar bem.
OBS.: As cores diversificadas do indicador Azul bromotimol: Cor da forma ácida (AMARELO) /Cor intermediária (VERDE) /Cor da forma básica (AZUL).
A Eletrólise Propriamente Dita
	Monte os eletrodos de aço inox no becker de forma oposta, assim como os cabos de conexão. Antes de fazer a ligação do circuito, espere um pouco (cerca de um minuto) para acalmar eventuais turbulências na solução. De imediato os efeitos coloridos são observados em torno dos eletrodos. Deixando o circuito ligado durante alguns minutos pode-se apreciar a evolução da eletrólise. Observe e anote.
4.4. Eletrólise do NaOH
	Foi elaborado um esquema pelo professor, envolvendo uma garrafa peti, uma seringa, uma fonte ligada diretamente dentro da garrafa onde estava a solução de NaOH. E em um recipiente contendo detergente.
4.1. Eletrólise do KI
Polo positivo: Reduziu
Polo negativo: Oxidou
Coloração amarela, solução ficando mais densa, criação de precipitado no fundo do becker.
4.2. Eletrólise do NaCl
Polo positivo: Reduziu
Polo negativo: Oxidou
Coloração rosa.
E no decorrer da reação foi observado que a solução ficou heterogênea ou bifase.
Obs.: Foram colocadas 10 gotas de fenolftaleína, pois a fonte não estava funcionando direito.
4.3. Eletrólise da H2O
Polo positivo: Reduziu
Polo negativo: Oxidou
Coloração Azul, forma básica.
4.4. Eletrólise do NaOH
Formação de bolhar, que causavam explosões ao entrar em contato com fogo.
CONCLUSÃO:
No fim dessa aula prática foi possível compreender como funciona o processo de eletrólise, no qual foi observado que para a reação ocorrer foi preciso a utilização de energia elétrica, comprovando assim que a eletrólise é um processo não espontâneo. Foi observado nos experimentos qual polo estava reduzindo e qual estava oxidando simultaneamente e quais efeitos isso traria a reação, como por exemplo, a mudança de cor. 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
Rocha, Maria Veladez Ponte. Apostila do Laboratório de Química Aplicada à Engenharia.