Relatório_eletrólise

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INSTITUTO DE FI´SICA - UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 1
Eletro´lise
Determinac¸a˜o da Carga Fundamental
Ana Luisa Foguel da Silva
Guilherme Costa
LAB 1 - Instituto de Fı´sica
anafoguel@hotmail.com guilherme costa.m@poli.ufrj.br
Resumo: O presente experimento teve como principal objetivo a medic¸a˜o da carga do ele´tron e a partir do processo de
eletro´lise. Neste processo, uma soluc¸a˜o de sulfato de cobre e´ diluı´da de forma a se obter ı´ons livres e uma corrente ele´trica e´
gerada ao se inserir eletrodos de cobre ligados a uma fonte DC na soluc¸a˜o. As reac¸o˜es quı´micas entre esses ı´ons e o eletrodo
negativo e positivo produz deposic¸a˜o e corrosa˜o de cobre, respectivamente. Medindo a corrente gerada i, durante um certo
intervalo de tempo ∆t, e as massas dos eletrodos antes e depois da eletro´lise, e´ possı´vel determinar a carga elementar e, e a
constante de Faraday F, com auxı´lio da Lei de Faraday. O valor encontrado para a carga do ele´tron foi de
e = 1, 57(3) · 1019 C, enquanto que o da constante de Faraday foi de F = 94(3) · 103 C.mol−1. Os dois valores concordaram
com os valores da literatura, o que comprova que o me´todo utilizado fez-se eficiente.
I. INTRODUC¸A˜O
As primeiras investigac¸o˜es dos efeitos ele´tricos da mate´ria
datam de muitos se´culos atra´s, quando o matema´tico grego
Thales de Mileto observou que o aˆmbar quando esfregado com
peˆlo passava a atrair objetos pequenos e leves. Esse fenoˆmeno
foi batizado de ”efeito aˆmbar” e inspirou, no se´culo 19, a
criac¸a˜o do termo ”Eletro´lise”, junc¸a˜o das palavras gregras
aˆmbar (”elektron”) e dissoluc¸a˜o (”ly´sis”), cunhado pelo fı´sico
e quı´mico ingleˆs Michael Faraday.
Como o nome ja´ sugere, a eletro´lise e´ o processo de
passagem de corrente ele´trica atrave´s de uma substaˆncia ioˆnica
dissolvida em um solvente. Para obter essa soluc¸a˜o condutora,
tambe´m chamada de eletro´lito, e´ necessa´rio a criac¸a˜o de ı´ons
livres, pela dissociac¸a˜o das mole´culas de uma substaˆncia (que
pode ser um sal, um a´cido ou base) ao reagir com um solvente
especı´fico. Os ı´ons formados sa˜o tanto positivos (ca´tions)
como negativos (aˆnions).
Apo´s isso, um potencial ele´trico e´ aplicado no eletro´lito
atrave´s de um par de eletrodos, ligados a uma fonte de
voltagem (bateria), imersos na soluc¸a˜o. O campo gerado
e´ responsa´vel pela movimentac¸a˜o dos ı´ons: os ca´tions se
movem no sentido do campo, em direc¸a˜o ao eletrodo negativo
(catodo), e os aˆnions se movem em sentido contra´rio, na
direc¸a˜o do eletrodo positivo (anodo). O deslocamento desses
ı´ons resulta na criac¸a˜o de uma corrente ele´trica na soluc¸a˜o
(Figura 1).
Quando os ı´ons alcanc¸am os eletrodos ocorre uma reac¸a˜o
quı´mica chamada reac¸a˜o redox ou oxidorreduc¸a˜o: o catodo
”reduz” ı´ons positivos ao adicionar ele´trons a eles, criando
a´tomos neutros, e o anodo oxida os ı´ons negativos gerando
mais ele´trons livres. Essas duas reac¸o˜es geram novos com-
ponentes quı´micos e completam o circuito com a bateria,
mantendo a circulac¸a˜o de corrente no eletro´lito. Foi atrave´s
desse procedimento que elementos como pota´ssio, so´dio,
ba´rio, ca´lcio e magne´sio foram descobertos no se´culo 19.
Fig. 1: Passagem de corrente pelo eletro´lito.
No presente experimento, para a realizac¸a˜o do processo da
eletro´lise, foi utilizado como eletro´lito uma soluc¸a˜o de sulfato
de cobre (CuSO4) diluı´do em a´cido sulfu´rico (H2SO4) e
a´gua. A dissoluc¸a˜o do sulfato de cobre no solvente forma os
seguintes ı´ons, que se mante´m em equilı´brio dinaˆmico:
CuSO4 ⇔ Cu++ + SO−4 (1)
Os eletrodos de cobre, ligados a uma fonte DC, foram enta˜o
inseridos no eletro´lito. Como ja´ explicitado acima, os ı´ons
positivos Cu++ sa˜o atraı´dos para o catodo, onde recebem dois
ele´trons, tornando-se a´tomos de cobre neutros e depositando-
se nas placas do eletrodo. Essa reac¸a˜o pode ser esquematizada
como:
Cu++ + 2 e⇒ Cu0 (2)
Ja´ no anodo, temos uma reac¸a˜o de oxidac¸a˜o em que os
a´tomos de cobre do eletrodo se dissociam em ı´ons positivos
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Cu++ que por sua vez reagem com os ı´ons negativos SO−4 ,
formando sulfato de cobre:
Cu0 ⇒ Cu++ + 2 e (3)
SO−4 + Cu
++ ⇒ CuSO4 (4)
Apo´s isso o pro´prio sulfato de cobre volta a se dissociar e
o ciclo se reinicia.
Para a determinac¸a˜o da carga elementar e, utilizaremos
as Leis de Faraday, desenvolvidas pelo mesmo em 1933 e
sintetizadas na seguinte equac¸a˜o:
∆M = k.c.Q (5)
em que ∆M representa a massa total depositada no catodo,
k e´ uma constante de proporcionalidade, c e´ o equivalente
quı´mico do ı´on e Q e´ a carga total que passa na soluc¸a˜o.
O equivalente quı´mico e´ a massa, em gramas, de uma dada
substaˆncia que pode reagir com um mol de ele´trons, ou seja,
e´ o a´tomo-grama (massa de 1 mol da substaˆncia) dividida por
sua valeˆncia.
Podemos reescrever a equac¸a˜o (5) utilizando a constante de
Faraday F, que representa a magnitude de carga ele´trica e por
mol de ele´trons N0 ou a quantidade de carga necessa´ria para
depositar um equivalente quı´mico de uma substaˆncia
F = e.N0 (6)
Isso significa que um Faraday deposita um a´tomo-grama de
uma substaˆncia monovalente, 2 Faradays depositam 2 a´tomos-
grama de uma divalente, e assim por diante. Logo a constante
de proporcionalidade k tem valor 1/F e assim reformulamos a
eq. (5) como:
∆M =
A.Q
F.v
(7)
onde A e´ o a´tomo-grama do ı´on em questa˜o e v a sua
valeˆncia.
Ale´m disso, sabendo que, da pro´pria definic¸a˜o de corrente
ele´trica, a carga total Q que passa pelo circuito e´ igual a`
corrente i vezes o intervalo de tempo ∆t
Q = i.∆t (8)
podemos substituir essa expressa˜o na eq. (7), obtendo:
∆M =
A.i.∆t
F.v
(9)
A partir desta u´ltima equac¸a˜o e utilizando a eq. (6), podemos
isolar a carga ele´trica e, ficando com:
e =
F
N0
=
A.i.∆t
v.N0.∆M
(10)
Sabendo que a valeˆncia v do Cu e´ igual a 2 (v = 2), o valor
do a´tomo-grama do Cu e´
A = 63, 54 g
e a constante de Avogadro N0 e´ aproximadamente de
N0 ≈ 6, 02 · 1023
podemos medir no labora´torio a corrente i, a diferenc¸a de
massa ∆M e o intervalo de tempo ∆t e assim determinar,
a partir da eq. 10, a carga fundamental e e a constante de
Faraday F.
II. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Para a realizac¸a˜o da eletro´lise foi utilizado um couloˆmetro,
com capacidade para 3 eletrodos de cobre, aonde foi deposi-
tado a soluc¸a˜o, denominada soluc¸a˜o de Ottel e composta de
sulfato de cobre, a´cido sulfu´rico, a´gua e a´lcool. O a´lcool e´
adicionado apenas para ajudar a quebrar a tensa˜o superficial
da a´gua. Os eletrodos sa˜o enta˜o ligados em se´rie a um
amperı´metro, a uma de´cada de resisteˆncia e por u´ltimo a` fonte
DC (ver Figura 2).
Fig. 2: Montagem experimental do couloˆmetro com 3 eletrodos.
Antes de comec¸ar o processo da eletro´lise e´ necessa´rio a
realizac¸a˜o de uma limpeza nas laˆminas dos eletrodos de cobre
e na tampa do couloˆmetro. Com auxı´lio de saba˜o e bombril, as
placas foram gentilmente limpadas ate´ que eventuais resı´duos
fossem retirados. Logo apo´s, as placas foram mergulhadas por
poucos minutos em a´lcool isopropı´lico e deixadas penduradas
para secar.
E´ importante ressaltar que o manuseio das placas de cobre
deve sempre ser feito delicadamente com uma pinc¸a, evitando
o contato direto com as ma˜os.
Apo´s as placas estarem devidamente secas, elas sa˜o pesadas
em uma balanc¸a analı´tica (precisa˜o de 0,001 g) e encaixadas,
em ordem memora´vel, na tampa do couloˆmetro. A placa
do meio e´ ligada no terminal negativo da fonte DC e as
placas laterais sa˜o ligadas no terminal positivo. Em se´rie ao
circuito sa˜o ligados um multı´metro, que medira´ a corrente,
e uma de´cada de resisteˆncia, que ajudara´ a alcanc¸ar o valor
de corrente adequada. A voltagem deve estar em um valor
pro´ximo de 3 V e a corrente
pro´xima de 50 mA e os dois
valores devem ser anotados.
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Note que a corrente na˜o deve ser muito alta pois isso
resultaria numa deposic¸a˜o insta´vel de cobre, prejudicando
a acura´cia do experimento. Ale´m disso, a corrente deve se
manter esta´vel durante o processo de eletro´lise.
Apo´s esperado um intervalo de tempo de aproximadamente
20 minutos, que deve ser cronometrado, a fonte e´ desligada.
Com a pinc¸a, as placas de cobre sa˜o retiradas, uma por uma,
da tampa, lavadas em uma fina camada de a´gua, e depois de
a´lcool, e deixadas para secar. Apo´s secas elas sa˜o mais uma
vez pesadas na balanc¸a.
Essa primeira deposic¸a˜o de cobre serve para facilitar a
deposic¸a˜o de outras camadas e assim melhorar a acura´cia da
medida.
As placas sa˜o enta˜o encaixadas de novo no couloˆmetro, nas
mesmas posic¸o˜es de antes, e o circuito e´ refeito. Dessa vez
a corrente deve ser mantida por aproximadamente uma hora
e meia (o tempo deve ser cronometrado). Apo´s passado esse
tempo, o mesmo procedimento de lavagem e secagem anterior
e´ repetido e as massas das placas medidas.
Com os dados coletados de massas inicial e final, corrente
e intervalo de tempo e´ possı´vel enta˜o determinar a carga do
ele´tron e. A placa do meio, que corresponde ao catodo, devera´
ter tido uma deposic¸a˜o de cobre e as duas placas externas, que
correspondem aos anodos, uma corrosa˜o.
III. RESULTADOS
Os valores medidos para as massas nos diferentes instantes
de tempo se encontram na Tabela 1. A corrente medida
pelo multı´metro durante o primeiro intervalo de tempo (19
minutos) foi de 53, 8(5)mA e a do segundo intervalo de tempo
(100 minutos) foi de 59, 3(7)mA. O erro dessas medidas foi
determinado tomando uma me´dia das flutuac¸o˜es nos valores
dessas correntes.
t (minutos) m1(g) m2(g) m3(g)
0 22,443(2) 24,051(2) 22,546(1)
19 22,430(2) 24,072(2) 22,531(2)
119 22,382(1) 24,191(2) 22,490(2)
Tabela 1: Massas medidas nos diferentes intervalos de tempo. A
massa m2 corresponde a` massa do catodo e as massas m1 e m3
aos anodos.
Analisando os valores apresentados na Tabela 1 ja´ e´ possı´vel
verificar que, de fato, houve deposic¸a˜o de massa no catodo e
corrosa˜o nos anodos.
Com os dados das massas, intervalos de tempo e corrente
podemos utilizar a equac¸a˜o (10) para calcular o valor da carga
elementar e e da constante de Faraday F. Para o primeiro
intervalo de tempo de 19 minutos os valores obtidos foram
(usando a diferenc¸a de massa do catodo):
e = 1, 45(3) · 1019 C (11)
F = 92(3) · 103 C.mol−1 (12)
Para o segundo intervalo de tempo, os valores obtidos para
a diferenc¸a de massa do catodo foram de:
e = 1, 57(3) · 1019 C (13)
F = 94(3) · 103 C.mol−1 (14)
IV. CONCLUSO˜ES
Comparando o valor obtido em (13) para a carga elementar
com o valor mais aceito pela literatura el:
el = 1, 60217662.10−19 C (15)
podemos ver que eles possuem a mesma ordem de grandeza
e uma discrepaˆncia relativa de 6%, indicando que a nossa
medida para e e´ confia´vel e concorda com o valor esperado.
Ja´ para o valor encontrado para a constante de Faraday F
em (14), cujo valor da literatura Fl e´ de:
Fl = 96485, 33289(59) Cmol
−1 (16)
obtemos uma discrepaˆncia relativa de apenas 3%, um ex-
celente resultado. Ale´m disso a faixa de erro da medida
encontrada engloba o valor da literatura.
Apesar dos valores encontrados terem concordado com os
valores aceitos na comunidade cientı´fica, algumas sugesto˜es
para melhorar a confiabilidade do experimento sa˜o a tomada
de medidas considerando intervalos de tempo maiores e com
maior controle sobre as flutuac¸o˜es da corrente no sistema.
Ale´m disso, a utilizac¸a˜o de placas de cobre mais polidas
melhorariam a deposic¸a˜o de massa nos eletrodos.
REFERENCES
[1] Roteiro do experimento de Eletro´lise, disponı´vel em
http://www.if.ufrj.br/∼maximo/Lab1-Roteiros/Eletrolise.pdf
[2] https://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrlise
[3] https://www.todamateria.com.br/constante-de-faraday/
[4] R. Eisberg, R. Resnick, Quantum Physics of Atoms, Molecules, Solids,
Nuclei, and Particles [1974]