eletroquimica-pitagoras, laboratorio quimica

Prévia do material em texto

1 
FACULDADE PITÁGORAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ATIVIDADE EXPERIMENTAL REALIZADO EM LABORATÓRIO: 
ELETRÓLISE 
ELETROQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO LUÍS 
2014 
 
2 
 
FACULDADE PITÁGORAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO LUÍS 
2014 
 
Relatório apresentado à 
disciplina de Química Geral 
do Curso de Graduação em 
Engenharia Civil da Faculdade 
Pitágoras, 1º período 2014 
referente a nota parcial. 
 
3 
 
Sumario 
IDENTIFICAÇÃO pág. 04 
Experimento 1 
1 OBJETIVO pág. 05 
2 INTRODUÇÃO pág. 06 
3 MATERIAIS E REAGENTES pág. 07 
4 DESCRIÇÃO DO PROCEDIMENTO pág. 08 
5 RESULTADOS E DISCURSÃO pág. 10 
6 CONCLUSÕES pág. 11 
Experimento 2 
1 OBJETIVO pág. 12 
2 INTRODUÇÃO pág. 13 
3 MATERIAIS E REAGENTES pág. 14 
4 DESCRIÇÃO DO PROCEDIMENTO pág. 15 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO pág. 18 
6 CONCLUSÕES pág. 19 
7 REFERÊNCIAS pág. 20 
 
 
 
 
 
 
4 
 
FACULDADE PITÁGORAS 
CURSO: ENGENHARIA CIVIL 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
IDENTIFICAÇÃO 
Relatório nº 0003/4-2014 
 
TITULO: 
Eletrólise 
Eletroquímica 
 
PARTICIPANTES: 
Bruno Rafael Soares Pinto 
Abel do Nascimento Sousa 
Luís Henrique Gomes Santos 
Pedro Henrique Lindoso Coelho 
Laecio Julio dos Reis Abreu 
Heitor Félix Garcia de Albuquerque 
 
PROFESSORA RESPONSÁVEL: 
Claudia Guerra 
 
 
 
 
 
 
 
SÃO LUÍS - MA 
2014 
5 
 
1 OBJETIVO 
 
Este relatório tem como finalidade apresentar o teste realizado em laboratório cujo 
objetivo é a decomposição de um composto em seus componentes mediante a passagem de 
uma corrente elétrica numa solução. 
 
6 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
A Eletrolise é um processo químico de oxirredução não espontâneo que faz parte da 
eletroquímica. A eletroquímica é o ramo da físico-química que estuda as transformações 
recíprocas das energias elétrica e química. 
O processo de eletrolise consiste na decomposição de um composto em seus 
componentes mediante a passagem de uma corrente elétrica. Nesta corrente continua possui 
um polo negativo (catodo) e um polo positivo (anodo) 
Na eletrólise de um sal os íons cátions recebem elétrons no eletrodo negativo e 
são reduzidos. Á medida que os cátions nas proximidades deste eletrodo são consumidos, 
outros migram para o eletrodo. De modo semelhante, há um movimento de ânions para o 
eletrodo positivo, onde são oxidados. Tal e qual nas pilhas voltaicas, o eletrodo sede da 
redução é o catodo, e o eletrodo onde há oxidação é o anodo. 
 
Onde Catodo Anodo 
Nas pilhas É o polo + 
ocorre reduções 
É o polo - 
ocorre oxidações 
Na eletrólise É o polo - 
ocorre reduções 
É o polo + 
ocorre oxidações 
 
Existem dois tipos de eletrólise, a Eletrolise Ígnea e a eletrólise em solução aquosa. 
A Ígnea, se processa com os eletrólitos líquidos (fundidos) em alta temperatura, no entanto, o 
outro tipo de eletrolise ocorre em condições normais como será demonstrado nesse 
experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletrólise ígnea do cloreto de sódio 
Cátodo: 2 Na
+
 + 2 e
- 
 2Na (redução) 
Ânodo: 2 Cl
 -
  Cl
2
(g) + 2 e- (oxidação) 
Global: 2 Na
+
 + 2 Cl
-
  2 Na + Cl
2
 (g) 
sódio metálico gás cloro 
 
7 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
3.1 Segurança 
Antes de iniciar as atividades foram verificados todos os procedimentos básicos e 
essenciais de segurança, higiene e organização mandatórios conforme regras internas do 
laboratório da faculdade. Ex.: uso de jaleco, calçado fechado, cabelo preso, colocar materiais 
e adornos de uso pessoal como as mochilas em local separado, primeiro observar as instruções 
para depois realizar as atividades, na dúvida perguntar antes de executar qualquer 
procedimento. Este procedimento foi adotado aos três experimentos descritos abaixo. 
 
 
3.2 Reagentes: 
Água da torneira: H2O 
Hidróxido de sódio: NaOH 
3.3 Instrumentos: 
1 Béquer 
2 Tubos de ensaio 
2 cabos elétricos de cobre (preto e vermelho) 
1 fonte de energia (25v, 5A) 
1 bastão de vidro 
1 par de luvas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
4 DESCRIÇÃO DO PROCEDIMENTO 
 
 Colocar no béquer aproximadamente 500ml de água da torneira (H2O). 
 Dissolver aproximadamente 1g de hidróxido de sódio (NaOH) em água e colocar no 
nos 2 tubos de ensaio. 
 Colocar individualmente os cabos em cada tubo de ensaio deixando decapado a ponta 
do cabo aproximadamente 5cm 
 Com os cabos dentro dos tubos de ensaio, proceder colocando os dois tubos dentro do 
béquer com água invertendo os tubos de ensaios com o fundo para cima. 
 Após os tubos dentro do béquer, proceder conectando os cabos na fonte e depois ligar a 
fonte no botão liga/desliga.(energia) 
 Observar as reações. 
 
 
 
 
 
 
Fig.01-Preparação da 
solução de hidróxido de 
sódio com água da 
torneira. 
Fig.02-Colocar a solução 
de hidróxido de sódio 
dentro dos dois tubos de 
ensaio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 03-Colocar os cabos 
dentro dos tubos em 
seguida colocar os tubos de 
ensaios dentro do béquer 
contendo água. 
Fig. 04-Ligar os cabos à 
fonte e ligar a mesma no 
botão liga/desliga. 
 
Fig.05-Observado o 
desprendimento de gás no 
tudo contendo o cabo preto 
e esvaziamento do tubo. 
Fig.06-Observado a 
mudança de coloração da 
solução do tubo contendo o 
cabo vermelho. 
9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 07-Retirada do tubo de ensaio de 
dentro do béquer após desligar a fonte. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 08-Explosão do gás gerado dentro do 
tubo de ensaio ao entrar em contato com uma 
chama (cabo vermelho). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
5 RESULTADOS E DISCURSÃO 
De acordo com o experimento demonstrado acima, foram obtidos os seguintes 
resultados: 
 
 No primeiro tubo de ensaio contendo a solução de hidróxido de sódio NaOH, 
com o cabo vermelho conectado à fonte elétrica com tensão de 13.8V, 5 A, a 
solução adquiriu uma coloração escura, produzindo o gás hidrogênio. 
 No segundo tubo de ensaio contendo a solução de hidróxido de sódio NaOH, 
com o cabo preto conectado à fonte elétrica com tensão de 13.8V, 5 A, foi 
observado a produção de gás e esvaziamento da solução contida no tubo de 
ensaio. 
 Após a retirada do tubo de ensaio de dentro do béquer e conduzido uma chama 
à parte inferior da boca do tubo ainda girado para baixo, foi observado uma 
pequena explosão. 
 Observou-se variação da tensão oriunda da fonte elétrica de 13.8V para 13.6V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
5 CONCLUSÕES 
Está é, porém, uma atividade experimental que devem ser tomadas as devidas 
precauções de segurança, haja visto que utiliza-se de ácidos e chama o qual podem ocasionar 
queimaduras ou lesões. 
Todos os testes realizados foram bem sucedidos, sendo possível observar 
decomposição de um composto em seus componentes mediante a passagem de uma corrente 
elétrica numa solução. O que era hidróxido de sódio passou a ser os componentes individuais 
(Sódio, Oxigênio e hidrogênio), polo preto. 
 
 
 
12 
 
ELETROQUÍMICA 
 
1 OBJETIVO 
Este relatório tem como finalidade apresentaro experimento de construção de uma 
pilha realizado em laboratório. Neste experimento foi utilizado o processo de eletroquímica o 
qual foi possível identificar através de multímetro uma diferença de potencial. 
Através do estudo do experimento da Pilha de Daniell, estudar e entender a 
eletroquímica que resultado da tendência das substâncias em receber ou doar elétrons, 
formando íons e culminando na criação de corrente elétrica e outros fenômenos pertinentes. 
 
 
13 
 
2 INTRODUÇÃO 
Em 1836, John Frederic Daniell criou um tipo de pilha usando zinco e cobre 
metálicos e soluções de sulfato de cobre e de zinco. Esta pilha foi rapidamente incorporada 
pelos Ingleses e Americanos em seus sistemas telegráficos. A Pilha de Daniell, como é 
conhecida, é um experimento clássico e fácil de se realizar, e que ilustra com propriedade os 
fenômenos elétricos de uma reação de oxi-redução com formação de íons. 
As duas soluções contidas nos béquers foram postas em contato através de uma 
superfície porosa, no caso, uma ponte de papel umedecida numa solução de cloreto de sódio 
pelo qual os íons possam atravessar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
3.1 Segurança 
Antes de iniciar as atividades devem ser verificados todos os procedimentos básicos 
e essenciais de segurança, higiene e organização mandatórios conforme regras internas do 
laboratório da faculdade. Ex.: uso de jaleco, calçado fechado, cabelo preso, colocar materiais 
e adornos de uso pessoal como as mochilas em local separado, primeiro observar as instruções 
para depois realizar as atividades, na dúvida perguntar antes de executar qualquer 
procedimento. 
3.2 Reagentes: 
Cobre Metálico 
Hidróxido de sódio (NaOH) 2M 
Ácido Nítrico (HNO3) concentrado 
Ácido Sulfúrico H2SO4 5M 
Água da torneira (H2O) 
Cloreto de sódio (NaCl) 
Sulfato de cobre (CuSO4) 
Chapa de zinco 
Colher de metal 
3.3 Instrumentos: 
Béquer 
Bastão de vidro 
Bico de Bunsen 
Pipeta 
Lixa 
Proveta 
Balança digital de precisão 
Multímetro digital 
Papel toalha 
 
 
 
15 
 
4 DESCRIÇÃO DO PROCEDIMENTO 
Obtenção do sulfato de cobre (CuSO4). 
 Pesar aproximadamente 2g de cobre metálico numa balança de precisão 
 Lixar a superfície do cobre e coloca-lo no béquer 
 Adicionar 2,5ml de ácido nítrico concentrado (medido com pipeta) no béquer, tampar o 
béquer e coloca-lo dentro da capela. Observar a reação 
 Retirar o béquer da capela e adicionar cuidadosamente ao conteúdo 25ml de solução de 
NaOH 2M em seguida observar a reação. 
 Após a reação, retirar o béquer da capela e aquece-lo em uma chama até o seu conteúdo 
alcançar o ponto de ebulição (inicio das primeiras bolinhas). 
 Apagar a chama e deixar o conteúdo do béquer decantar. 
 Após a decantação, derramar na pia a parte líquida e deixar somente a parte sólida. 
 Adicionar lentamente a solução de H2SO4 5M à parte sólida contida no béquer agitando 
com um bastão de vidro até a transformação total. 
Fig. 01 – Pesar 2g de cobre 
metálico e colocar na 
capela dentro do béquer. 
 
 
 
 
 
 
Fig. 02 – Adicionar 2,5 ml de 
ácido nítrico 
 
 
 
 
 
 
Fig. 03 – Colocar o béquer 
na capela. 
 
 
 
 
 
 
Fig. 04 – Adicionar 25 ml de 
NaOH 2M 
 
 
 
 
 
 
Fig. 05 – Aquecer o béquer 
até próximo ao ponto de 
ebulição. 
 
 
 
 
 
 
Fig. 06 – Esperar a 
decantação completa do 
composto. 
 
 
16 
 
 
 
 
 
 
Fig. 07 – Derramar a parte 
líquida e manter o restante 
do material no béquer. 
 
 
 
 
 
Fig. 08 – Adicionar 
lentamente a solução de 
H2SO4 5M agitando com um 
bastão de vidro 
 
 
 
 
 
Fig. 09 – Ao final da 
transformação esta 
substancia adquire uma 
coloração azulada. 
 
Em seguida foi retirado o cobre e realizado a pesagem do mesmo. O peso inicial 
do cobre que foi de 2,02g, ao final do processo, após pesagem, passou para 1,60g, havendo 
então uma redução de 0,42g. 
Ao final do experimento demonstrado acima a substancia resultante de coloração 
azul é o sulfato de cobre (CuSO4). 
 
17 
 
Montagem da pilha 
Utilizando a substãncia resultante da experiência acima, o sulfato de cobre (CuSO4), 
juntamente com água (H2O) e Cloreto de sódio (NaCl), foi realizado o experimento da pilha o 
qual será demonstrado a seguir. 
 No béquer 1, colocar a substancia sulfato de cobre (CuSO4), colocar uma colher 
metálica dentro do béquer. Veja figura abaixo. 
 No béquer 2, dissolver uma pequena quantidade de cloreto de sódio (NaCl) em água da 
torneira (H2O), colocar uma barra de cobre dentro do béquer. 
 Com um pedaço de papel toalha dobrado e umedecido em solução de cloreto de sódio, 
fazer uma ponte ligando os dois béquers. 
 Pegar o multímetro, ajustar para corrente continua (baixa tensão), conectar uma ponta à 
colher de metal dentro de um dos béquers e a outra ponta do multímetro conectar à 
chapa de zinco dentro do segundo béquer. 
 Verificar no visor do multímetro qual a tensão em volts fornecida pelo experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 10 – Béquer 1 com sulfato de cobre 
(CuSO4) e béquer 2 com água(H2O) e 
cloreto de sódio (NaCl). 
 
Fig. 11 – Introduzido uma ponte em 
papel humedecido por NaCl. 
 
 
 
 
 
Fig. 12 – Multimetro medindo tensão de 
0.75V. 
 
 
 
 
 
Fig. 10 – Multimetro medindo tensão de 
0.86V. 
 
 
Béquer 1 Béquer 2 Béquer 1 Béquer 2 
18 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Com a atividade laboratorial demonstrada acima, foi possível constatar e obter varias 
informações: 
Através de um multímetro digital, foi possível constatar na prática a transformação de 
energia química para energia elétrica pelo processo de eletroquímica, sendo esse o principal 
fundamento desta experiência; 
Foi gerado energia elétrica que, dependendo das quantidades dos compostos poderia 
alimentar pequenos dispositivos como relógios, lanternas, LEDS, etc. 
Foi observada uma DDP – Diferença de potencial de 0.75 a 0.86 volts; 
Observa-se que, conforme literatura estuda, se as quantidades dos compostos 
utilizados fossem diferentes assim também como os eletrodos, teríamos obtidos valores de 
DDP-diferença de potencial, também diferentes; 
 O processo de eletroquímica revelou-se eficiente na realização deste experimento, 
conforme apresentados em livros e outras fontes. 
 Durante o processo, foi observado desprendimento de gases, o que é perfeitamente 
admissível já que se trata de um processo que envolve transformação de compostos e envolve 
ácidos. 
Ao obter o sulfato de cobre (CuSO4), esta substancia apresentou-se como uma solução 
de coloração azul. 
 
 
19 
 
6 CONCLUSÃO 
O experimento foi realizado com sucesso conforme solicitado e orientado pela 
professora Claudia Guerra em laboratório de química da faculdade Pitágoras. A conclusão que 
se obtém é que é possível realizar a transformação de energia química para energia elétrica 
através do processo de eletroquímica. 
 
 
 
20 
 
7 REFERÊNCIAS 
Professora mestra em Quimica – Claudia Guerra 
Portal da química – Website 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p2.php 
http://www.alunosonline.com.br/quimica/pilha-daniell.html 
http://www.infoescola.com/quimica/pilha-de-daniell-pilha-eletroquimica/ 
http://www.brasilescola.com/quimica/pilha-daniell.htm 
https://www.youtube.com/PilhadeDaniell.Prof. Iuri.Rodrigues 
http://pt.wikipedia.org/wiki/EletroliseQuímica Geral - Volume 1 2e - Brady e Humiston