Célula Eletrolítica

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Universidade do Estado do Rio de Janeiro
Instituto de Química 
Departamento de Físico Química
Laboratório de Físico Química Experimental
Experimento: 
Célula eletrolítica
Rio de Janeiro
2014
Introdução teórica
	Quando uma reação não espontânea de oxirredução ocorre de modo induzido, devido passagem de uma corrente elétrica, estamos diante de um processo chamado eletrólise; e o dispositivo em que esse processo ocorre é chamado de célula eletrolítica, representada no esquema abaixo.
	
	Investigando a relação entre a quantidade de carga que passa por um circuito elétrico em que ocorre uma eletrólise e a quantidade de substâncias produzidas nos eletrodos, Michael Faraday enunciou uma lei que pode ser enunciada como: “A massa de substância produzida num eletrodo é proporcional à carga elétrica que circula na cela eletrolítica e ao tempo de aplicação da corrente”.
Onde m é a massa depositada no catodo, M é a massa molar da substância depositada, i é a intensidade da corrente elétrica, t é o tempo, z é o número de cargas do íon, N é o número de Avogadro e q é a carga unitária.
	Este experimento envolve a eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de cobre, utilizando como anodo o cobre metálico. Nesse processo, os íons
Cu2+ se depositam no catodo, que também é de cobre.
As semi-reações envolvidas no processo são:
· Semi-reação anódica: Cu0 2é + Cu2+ E = - 0,34 V
· Semi-reação catódica: Cu2+ + 2é Cu0 E = + 0,34 V
Assim, durante a eletrólise de uma solução de CuSO4 entre eletrodos de
Cobre, ocorre que no anodo átomos de cobre doam elétrons
e entram na solução na forma de íons Cu+2(aq) e simultaneamente, no
catodo, íons Cu+2(aq) adquirem elétrons e passam à forma metálica. O
resultado líquido destas reações simultâneas é que o cobre metálico é
transferido do anodo para o catodo (deposição do metal), enquanto que a concentração inicial dos íons Cu+2(aq) na solução se mantém constante.
Objetivo
	Determinar o número de Avogadro e discutir as leis de Faraday, baseando-se experimentalmente em uma célula eletrolítica.
Metodologia
	Três pares de eletrodos de cobre foram limpos (para retirar possível massa depositada anteriormente) e depois rinsados com água destilada e posteriormente com álcool. Secou-se em estufa a 110ºC. As massas dos eletrodos foram determinadas com precisão de ± 0,1 mg em balança analítica, repetindo este processo até ser observada massa constante. 
	A solução eletrolítica, previamente preparada, foi colocada num bécher, onde fori introduzido cada par de eletrodos, fixos nos pólos da fonte. Foram utilizadas diversas amperagens por diversos tempos, como mostrado na tabela 1. Ao término de cada tempo, o par de eletrodos era retirado da solução, rinsados com água destilada, secos em estufa a 110ºC e pesados até se observar massa constante. 
	Experiência
	Amperagem
	Tempo
	1
	100mA
	10 minutos
	2
	100mA
	20 minutos
	3
	200mA
	10 minutos
Tabela 1: Experiências realizadas variando amperagem e tempo
Resultados e discussão
	Os resultados obtidos nas pesagens antes e após o procedimento estão apresentados na tabela 2.
	Experiência
	Tempo (min)
	Corrente (mA)
	Eletrodo
	Massa inicial (g)
	Massa final (g)
	Variação (g)
	1
	10
	100
	Anodo
	2,5684
	2,5426
	0,0258
	
	10
	100
	Catodo
	3,6426
	3,6638
	0,0212
	2
	20
	100
	Anodo
	4,0365
	3,9957
	0,0408
	
	20
	100
	Catodo
	3,2217
	3,2584
	0,0367
	3
	10
	200
	Anodo
	2,5500
	2,5038
	0,0462
	
	10
	200
	Catodo
	3,7814
	3,1816
	0,0372
Tabela 2: Massas de cobre depositadas e consumidas obtidas experimentalmente
	Considerando as respectivas correntes e tempos, a massa molar do cobre (M) como 63,6g, a carga elétrica do cobre (n) como 2 e acarga unitária (q) como 1,602.10-19, foi calculado o número de Avogadro para cada caso, utilizando a lei de Faraday.
	Experiência
	Eletrodo
	Número de Avogadro
	Erro (%)
	1 
	Anodo
	4,62. 10-23
	23,3
	
	Catodo
	5,62. 10-23
	6,64
	2
	Anodo
	5,84. 10-23
	2,99
	
	Catodo
	6,49. 10-23
	7,81
	3
	Anodo
	5,16. 10-23
	14,3
	
	Catodo
	6,40. 10-23
	6,31
Tabela 3: Cálculo do número de Avogadro para cada situação
.
Conclusões
	Conforme se sabe, o número de Avogadro vale 6,02.10-23. Todos os valores obtidos são da mesma ordem, apresentando pequena variação. O experimento a 20 minutos a 100mA obteve os resultados mais próximos da realidade. Logo, conclui-se que a lei de Faraday apresentou resultado satisfatório neste experimento.
	As variações de massa entre catodo e anodo de cada experimento deveriam ser iguais, fato que não é observado devido às possíveis perdas que ocorrem durante o procedimento e à variação de amperagem involuntária observada no equipamento.
Bibliografia
RUSSEL, John B. Química. 1a edição Editora Mc Graw-Hill. São Paulo, 1981.
CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química. 1a edição Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986.