ELETRÓLISE AQUOSA

Prévia do material em texto

CENTRO ESTADUAL DE EDUCAÇÃO TECNOLÓGICA PAULA SOUZA
ETEC Dr. CELSO GIGLIO
	
BRUNA CECÍLIA PEDROSO DE CAMARGO
CAIO LUCAS AMBROSIO DOS SANTOS
CLÁUDIO DOUGLAS FRANCO
GABRIELA SANTOS LIMA
JOÃO VICTOR DUTRA HONORATO
ELETRÓLISE AQUOSA
DISCIPLINA: TECNOLOGIA DOS MATERIAIS INORGÂNICOS - II – 2º QN
PROFESSORAS: VÂNIA DE ALMEIDA POLLITTI E LILIAN MARCIA FREIRAS SERAFIM DE SÁ
OSASCO
2017
1. INTRODUÇÃO
A eletroquímica é um ramo da química que estuda o fenômeno da transferência de elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. As reações que envolvem transferência de elétrons são chamadas de reações de oxirredução, pois nelas ocorrem simultaneamente a redução e a oxidação. A espécie química que perde elétrons passa por uma oxidação e fica com o Nox (número de oxidação) maior. Já a espécie química que recebe esses elétrons passa por uma redução e o seu Nox fica menor.
Uma pilha é um sistema eletroquímico espontâneo que gera energia elétrica a partir de energia química. A eletrólise, porém, é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química. Utiliza-se energia elétrica para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea pela neutralização das cargas dos íons e formação de substâncias simples.
Toda eletrólise precisa do gerador de corrente contínua que passará a corrente elétrica por um líquido com íons, que é chamado de eletrólito.
Existem dois tipos principais de eletrólise: a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa. A eletrólise ígnea ocorre quando eletrólito é uma substância fundida, isto é, que está no estado líquido sem a presença de água. Já na eletrólise aquosa, o eletrólito é uma solução aquosa com íons dissolvidos. Na eletrólise em meio aquoso existem, além dos íons da substância dissolvida, os íons da água (H+ e OH-).
A eletrólise é usada para a produção de substâncias simples de uso importante que não são encontradas na natureza, como o gás cloro e o sódio metálico produzidos na eletrólise ígnea do cloreto de sódio. Na eletrólise aquosa do cloreto de sódio, além de o cloro ser produzido, também se obtém o gás hidrogênio que é usado como combustível.
Desta forma, este experimento tem como principal objetivo realizar um processo de eletrólise aquosa do cloreto de sódio, investigando os produtos da eletrólise, assim como as condições para que ocorram. 
2. OBJETIVO
Realizar um processo de eletrólise aquosa do cloreto de sódio, observando a reação entre os eletrodos (condutores metálicos de corrente elétrica) e o eletrólito.
3. MATERIAIS
Bateria alcalina;
Cola quente;
Eletrodos de grafite;
Fio de cobre;
Pote de vidro com tampa.
4. REAGENTES
Água (H2O);
Cloreto de sódio (NaCl);
Fenolftaleína.
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Inicialmente, foram feitos dois furos na tampa de um pote de vidro;
Posteriormente, encaixou-se um pedaço de grafite em cada um dos furos deixando uma pequena parte para fora e vedou-os com cola quente;
Ligou-se um fio de cobre de um dos grafites ao polo positivo da bateria, e ligou-se outro fio de cobre de um dos grafites ao polo negativo da bateria;
Dentro do pote, colocou-se água, cloreto de sódio e algumas gotas de fenolftaleína;
Por fim, fechou-se o pote totalmente e observou-se por alguns minutos.
6. CUIDADOS DE SEGURANÇA
As recomendações gerais de comportamento, que devem ser seguidas por todos os usuários de um laboratório são:
Usar sempre óculos de segurança; não é recomendado o uso de lentes de contato no laboratório;
Usar guarda-pó abotoado, sapatos fechados e cabelos presos. Evitar guarda-pó feito com tecido sintático;
Não pipetar produto algum com a boca. Jamais;
Não usar produto algum que não esteja devidamente rotulado;
Não levar jamais as mãos à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos;
Verificar sempre a toxicidade e a inflamabilidade dos produtos com os quais se esteja trabalhando;
Discutir sempre com o professor ou supervisor a experiência que será feita;
Jamais trabalhar sozinho em um laboratório;
Jamais manipular produtos inflamáveis perto de chamas ou fontes de calor;
Procurar sempre discutir com o professor ou supervisor o local correto de descarte dos produtos tóxicos, inflamáveis, malcheirosos, lacrimogêneos, pouco biodegradáveis ou que reagem com a água;
Jamais comer ou beber em laboratório;
Produtos cáusticos ou que penetram facilmente através da pele devem ser manuseados com luvas apropriadas. De qualquer forma, lavar sempre as mãos após manipulação de qualquer produto químico;
Produtos voláteis e/ou tóxicos devem sempre ser manipulados na capela e em casos especiais, com máscaras de proteção adequadas a cada caso;
É expressamente proibido fumar em laboratório.
7. RESULTADOS E DISCUSSÃO
A eletrólise é o contrário do que ocorre com uma pilha. A pilha é um sistema eletroquímico que gera energia a partir de uma energia química. Já a eletrólise, converte a energia elétrica em energia química. 
No caso desse experimento, foi feito com NaCl (cloreto de sódio). Com o cloreto de sódio dissociado, e logo após ter uma energia elétrica em contato, no ânodo, que é a parte positiva, gera-se gás cloro (Cl2) porque o cloreto (Cl-) que tem carga negativa, foi atraída com uma carga positiva e em contato com o ânodo, perdeu-se um elétron. Reação a seguir:
SEMIRREAÇÃO ÂNODO: 2Cl- → Cl2 + 2e-
No cátodo, ocorre a mesma coisa, porém com o sódio. Um cátion de sódio (Na+) foi atraído pelo polo negativo, arrancando o elétron do ânodo, e dando ao cátodo, que assim o cátion de sódio se torna o Na0 (sódio zero), que é o sódio metálico. Reação a seguir:
SEMIRREAÇÃO CÁTODO: Na+ + e- → Na0
Já, no caso da água, forma-se hidróxido de sódio (NaOH), a partir da seguinte reação:
Dissociação do NaCl: 2NaCl- → 2Na+ + 2Cl-
Autoionização da água: 2H2O → 2H+ + 2OH-
Semirreação no cátodo: 2H+ + 2e- → H2
Semirreação no ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e-
Reação global: 2NaCl- + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2 + Cl2
                                                         
                                                           Solução     cátodo  ânodo
Em laboratório, foi discutido como que saberia que gerou cada coisa. Então, juntamente com a professora, foi esclarecido que a formação de bolhas em volta do eletrodo de grafite seria o gás. O que tinha mais bolhas foi o lado que gerou gás hidrogênio, pois é o elemento que mais tinha presença na solução aquosa e é o gás mais leve, sendo do outro lado o gás cloro. E para se identificar se conseguiu produzir hidróxido de sódio, colocou fenolftaleína na água, que ficou numa coloração rosa, dando a real certeza da presença dessa base. 
8. CONCLUSÃO
Após o experimento realizado, pode-se concluir que a eletrólise provoca a quebra das ligações iônicas por meio de processos de corrente elétrica, baseada na transformação de energia elétrica em energia química, contribuindo para a produção de diversas substâncias que possuem inúmeras aplicações práticas no cotidiano.
9. REFERÊNCIAS
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Eletrólise”; Manual da Química. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/eletrolise.htm>. Acesso em: 15 de outubro de 2017.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Eletroquímica”; Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm>. Acesso em: 15 de outubro de 2017.