Relatório eletrólise

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FACULDADES OSWALDO CRUZ
RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL
Curso: Química Bacharel/Industrial
Professora: Mary Leda Caparroz Vancetto
Nome da Experiência: Eletrólise
Data da Realização da Experiência:15/08 /2018
Nome do Aluno: Solange Maria Longhitano Carbonel RA: 1518001
Nome do Aluno: Thaylla Christine de Souza RA: 1018217
Nome do Aluno: Vitória Helena Gallo Rosa RA: 1018274
Lista de Figuras
Figura 1 – pH de soluções 1................................................................5
Figura 2 – pH de soluções 2................................................................6
Figura 3 – pH de soluções 3................................................................6
Figura 4 – pH de soluções 4................................................................7
Figura 5–Hidróxido de amônio com água e com Cloreto de amônio......7
 Sumário
Introdução e Objetivos ...........................................3 
Procedimento Experimental ...................................4  
Resultados................................................................5 
Discussão................................................................10
Conclusão...............................................................10 
Referências ..................................................................11
	
INTRODUÇÃO E OBJETIVO
A eletrólise se refere à análise ou decomposição por meio de corrente elétrica, ou seja, uma reação onde ocorre a transformação de energia elétrica para energia química. Entretanto, as reações de eletrólise não são espontâneas, dependendo sempre de um gerador de corrente contínua para conduzir a corrente elétrica através de um líquido com íons, chamado de eletrólito. Neste eletrólito é onde se encontram dois eletrodos, que se diferenciam por seus polos, sendo o polo positivo o ânodo e o negativo o cátodo. O recipiente onde fica o eletrólito e os eletrodos mergulhados nele, bem como onde ocorre todo o processo de oxirredução, é chamado de cuba eletrolítica.
Dessa forma, com esse esquema a eletrólise ocorre da seguinte forma: quando o gerador é ligado, os elétrons são transportados do gerador pelo seu polo negativo e entram na cuba eletrolítica pelo cátodo, onde acontece uma reação de redução, em que se recebem os elétrons, como mostra a semirreação genérica abaixo:
Cátodo (polo negativo): Redução: Cx+ + x e- → C
Assim, na cuba eletrolítica, os elétrons emergem do ânodo (pólo positivo na eletrólise), onde ocorre a oxidação, isto é, a perda de elétrons, e chegam ao gerador pelo seu polo positivo (cátodo). A semirreação de oxidação que ocorre no ânodo da célula eletrolítica é dada abaixo de forma genérica:
Ânodo (polo positivo): Oxidação: Ay-→ A + y e-
A reação global é dada pela soma dessas duas semirreações. Desse modo, a energia que foi usada para provocar a descarga dos íons, no final da reação, produza substâncias simples ou metálicas.
A eletrólise pode ocorrer de duas formas, sendo elas a eletrólise aquosa, onde participam da reação a substância dissolvida e a água, sendo que apenas um cátion e um ânion sofrerão as descargas do eletrodo; e eletrólise ígnea, a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica fundida (liquefeita), esse tipo é muito utilizado em indústrias, principalmente para a produção de metais. Na imagem ao lado temos como exemplo a eletrólise ígnea do cloreto de sódio.
Há também a eletrólise com eletrodos reativos, na qual os eletrodos participam da reação.
A eletrodeposição de metais, baseada nos fundamentos da eletrólise, ocorre com a finalidade de proteger uma peça metálica contra a corrosão por revesti-la com outro metal.  Esse mesmo metal impede a interação da peça com o oxigênio e com a umidade, evitando, assim, a corrosão do metal que sofreu a eletrodeposição. 
Basicamente, quando a corrente contínua gerada flui, saindo do cátodo para o ânodo através da solução líquida utilizada. Deste modo, a peça metálica que será usada como revestimento deve ficar no eletrodo positivo (ânodo) e o metal a ser revestido, preciso ser o condutor no eletrodo negativo (cátodo). Assim, a solução eletrolítica precisa ter um sal composto por cátions do metal que será utilizado como revestimento. 
Na indústria, a eletrodeposição exige alguns detalhes como: complexantes, concentrações cuidadosas e preparo da superfície.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	MATERIAIS
	REAGENTES
	INDICADORES
	Tubo de ensaio
	Iodeto de potássio
	Fenolftaleína
	Béquer
	Amido
	
	 Tubo em U
	Clorofórmio
	
	Placa de Zinco
	Sulfato de Cobre(II)
	
	Placa de Cobre
	
	
	Pipeta graduada 5ml
	
	
	 Eletrodos de carvão
	
	
	Estante de tubos de ensaio
	
	
	Fonte de corrente contínua
	
	
	Suporte universal
	
	
PROCEDIMENTO
Eletrólise da solução aquosa de iodeto de potássio
Em um tubo em U foi adicionado a solução de iodeto de potássio, aproximadamente ¾ de todo o seu volume e posteriormente colocado em suas extremidades os eletrodos de carvão. Logo após a montagem do sistema para a realização do experimento foi ligado a fonte de corrente contínua nos dois eletrodos; aguardou-se aproximadamente 18 minutos e foi observado o ocorrido.
Em dois tubos de ensaio, foram adicionados 1ml de solução de iodeto de potássio, retidadas do anôdo; no primeiro tubo colocou-se 4 gotas de amido e observou-se o ocorrido.
 Ao segundo foi adicionado 4 gotas de clorofórmio agitando fervorosamente e observou-se a reação entre as duas soluções. 
Em outro tubo de ensaio foi adicionado 1 ml de solução de iodeto de potássio retirada, desta vez, do cátodo; logo apos colocou-se a esta solução 4 gotas do indicador fenolftaleina e observou-se a mudança desta soluçao.
Eletrodeposição de cobre
Em um béquer de 100 mL foi adicionado 20 mL de solução a 1,0 mol/L de sulfato de cobre(II).
Ligou-se o polo positivo da fonte de corrente contínua a uma placa de cobre enquanto o polo negativo foi ligado a u ma uplaca de zinco. Após isso, ambas as placas foram mergulhadas na solução contida no béquer e foi deixado por cerca de 30s. Este ocorrido foi observado e anotado.
RESULTADOS
No procedimento 2.1, percebe-se que as soluções que apresentaram os pH 6, 7 tiveram caráter neutro, as soluções com o pH em 10 e 12 tiveram caráter básicos, enquanto a solução com pH em 3 teve um caráter ácido. 
	
	
pH das soluções do primeiro experimento.
No procedimento 2.2, foi anotado o pH inicial da solução de Ácido Acético, quando se percebeu que era uma solução de caráter ácido, pois apresentava o pH em 3. 
No tubo I, a reação de água destilada e ácido acético não alterou o pH da solução, continuando ácida e com seu potencial hidrogeniônico em 3. Já no tubo II, foi possível perceber que a mistura de ácido acético e acetato de sódio deixou a solução mais básica, com o pH entre 4 e 5.
pH das soluções do segundo experimento.
CH3COOH(aq) H2O H+ + CH3COO- (aq)
CH3COO−(aq) + H2O CH3COOH(aq) + OH−(aq)
No procedimento 2.3, foram obtidos os resultados de pH escritos na foto abaixo:
pH das soluções do terceiro experimento.
NH4OH(aq) NH3(g) + H2O(l) 
NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)
Foi possível notar visualmente a mudança da cor nas soluções através do indicador universal utilizado nos dois tubos. Sendo que, o tubo mais roxo continha Hidróxido de Amônio e água, enquanto o com coloração azulada continha Hidróxido de Amônio e Cloreto de Amônio. Desse modo, verificou-se que a solução ficou mais ácida com a adição de cloreto de amônio.
Hidróxido de amônio com água e hidróxido de amônio com cloreto de amônio
No procedimento 2.4, foram encontrados através da utilização do papel indicador universal, os pH dos tubos I, II, III e IV sendo respectivamente 1, 4, 2 e 12. Foi possível perceber os tubos I, II e III com potenciais hidrogeniônicos menores, portanto, classificados como ácidos, enquantoo tubo IV obteve um pH maior, portanto, pôde ser classificada como uma solução básica ou alcalina.
Na comparação dos tubos I e III, II e IV, tendo a utilização da água destilada no mesmo volume do outro tubo, como explicado no procedimento; os tubos que continham a água ficaram mais básicos e mais ácidos quando comparados com os que continham a solução tampão. Notou-se que a solução tampão manteve o pH da solução inicial, não havendo alterações após a adição de HCl ou NaOH, exatamente o oposto do ocorrido com a água destilada.
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COO-(aq) + Na+ + H2O(l)
CH3COOH(aq) + HCl(aq) CH3COO-(aq) + Cl- + H2O(l)
HCl(aq) + H2O(l) H3O(aq) + Cl(aq)
NaOH(aq) + H2O(l) Na+ (aq) + OH- (aq)
No procedimento 2.5, montou-se a tabela abaico, através da comparação dos tubos e da utilização dos indicadores:
	
	Indicadores usados e coloração do indicador na solução
	
	Orange IV
	Alaranjado de Metila
	Vermelho de Metila
	Azul de Bromotimol
	Fenolftaleína
	Timolftaleína
	
Meio Ácido
	Laranja
	Vermelho
	Vermelho
	Amarelo alaranjado
	Incolor
	Incolor 
	
Meio
Básico
	Amarelo
	Amarelo
	Amarelo
	Azul
	Rosa
	Azul
DISCUSSÃO
Através da realização dos experimentos, foi observado que em reações de equilíbrio químico, quando um íon comum é adicinado, consequentemente, o sentido da reação é trocado, e isso pode alterar o produto gerado (indo para o sentido dos reagentes ou dos produtos), além de modificar sua concentração e pH. 
Sendo assim, foi utilizada e observada a funcionalidade de vários indicadores, que facilitaram a visualização do caráter ácido-base das reações realizadas no experimento; mostrando a faixa de pH aproximada, característica de cada indicador utilizado, em conjunto com o papel indicador, possibilitando a interpretação dos resultados obtidos.
Cada indicador possui sua faixa, determinado seu ponto de viragem (quando ocorre a mudança do pH), onde se pode notar, que apesar de ocorrer à mudança na coloração, não necessariamente a solução estará neutralizada, ficando assim, imposta a necessidade de saber o produto da reação e seu pH, para determinar qual indicador mais apropriado a ser usado. 
CONCLUSÃO
Conclui-se que o método que faz o uso dos indicadores é eficaz, o que justifica ser uma metodologia muito utilizada. O objetivo do experimento foi cumprido, onde se pôde observar a mudança da coloração, indicando o caráter ácido ou básico dos produtos obtidos nas reações que ocorreram variação de concentração, devido à mudança de sentido do equilíbrio químico.
REFERÊNCIAS
ATKINS, PETER; JONES, LORETTA. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro. 5. ed. – Dados eletrônicos. – Porto Alegre: Bookman, 2012.