Células eletrolíticas

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS 
FACULDADE DE QUÍMICA 
 
 
LEANDRO SANTOS QUEIROZ 
LORENA LIMA BATISTA 
MARCOS ANDRÉ DE SOUZA BRANDÃO 
 
 
 
 
 
CÉLULA ELETROLÍTICA 
 
 
 
 
 
 
BELÉM - PA 
2015 
 
 
 
 
 
LEANDRO SANTOS QUEIROZ 
LORENA LIMA BATISTA 
MARCOS ANDRÉ DE SOUZA BRANDÃO 
 
 
 
 
 
 
CÉLULA ELETROLÍTICA 
 
 
 
 
Relatório apresentado como requisito 
parcial para obtenção de aprovação na 
disciplina Eletroquímica experimental, 
no Curso de Química Bacharelado, na 
Universidade Federal do Pará. 
 
Prof. Dr. José Pio. 
 
 
 
 
 
 
BELÉM - PA 
2015 
 
 
 
 
Resumo 
 
A célula eletrolítica é a célula eletroquímica na qual ocorre eletrólise, 
seu arranjo é em geral composto de dois eletrodos que ficam no mesmo 
compartimento, as concentrações e pressões não estão em condições ideais, 
uma corrente passa pelo eletrólito, carregada pelos íons presentes. Michael 
Faraday estabeleceu as leis da eletrólise, relacionado quantidade de produto 
formado ou reagente consumido pela eletrólise, deve ser diretamente 
proporcional à corrente que flui pela célula eletrolítica. Uma célula eletrolítica foi 
montada com eletrodos de cobre em solução de sulfato de cobre 
pentahidratado, ureia, ácido sulfúrico concentrado e ácido nítrico. A fim de 
calcular a constante de Avogadro, encontrando-se valores iguais a 5,49 x 1023 
mol-1 e 5,03 x 1023 mol-1. Estes valores foram comparados com o valor tabelado 
para possíveis explicações de erros e desvios. 
 
 
 
 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário 
 
1. Introdução. ................................................................................................. 5 
2. Objetivo. ..................................................................................................... 7 
3. Materiais e Reagentes. .............................................................................. 8 
4. Metodologia. ............................................................................................... 9 
5. Resultados e Discursões. ....................................................................... 10 
6. Conclusão. ............................................................................................... 12 
7. Referências. ............................................................................................. 13 
8. Questões. ................................................................................................. 14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
1. Introdução. 
Células eletrolíticas são reações de oxidação-redução que tem energia 
livre de Gibbs positivas, ou seja, não são espontâneas, mas corrente elétrica 
pode ser usada para fazê-las ocorrer1. Ela é constituída de dois eletrodos, o 
ânodo (potencial positivo) e o cátodo (potencial negativo), mergulhados em 
uma solução aquosa ou solvente contendo íons, conhecida como eletrólito, e 
por uma fonte externa que fornecerá energia a essa célula, produzindo reações 
de oxidação e redução2. À medida que energia elétrica é fornecida por uma 
fonte, elétrons percorrem o circuito elétrico, passando do ânodo, onde ocorrerá 
a oxidação, para o cátodo, onde ocorrerá a redução, por um fio externo. Para 
manter a neutralidade elétrica, os íons positivos (cátions) movem-se através do 
eletrólito na direção do cátodo, e os íons negativos (ânions), na direção do 
ânodo. Esse processo constitui uma reação de redox e a soma das duas 
semirreações nos eletrodos é a reação global na célula eletrolítica3. A figura 1 
mostra a representação de uma célula eletrolítica. 
 
Figura 1. Célula eletrolítica 
 
 
As leis da eletrólise foram estabelecidas por Michael Faraday. Elas 
demonstram que a quantidade de produto formado ou reagente consumido 
pela eletrólise deve ser diretamente proporcional à corrente que flui pela célula 
eletrolítica. O mol é a unidade associada com a quantidade de átomos, 
moléculas, íons e ou elétrons. É definido como a quantidade de matéria de 
átomos de carbono em exatamente 12 g do isótopo 12 do carbono, sendo 
estabelecido como 6,02214×1023 mol–1 e conhecido como constante de 
Avogadro4. 
 
 
6 
 
Há diversas aplicações envolvendo as células eletrolíticas com 
exemplos, temos a obtenção do metal sódio pelo processo de Downs, a 
extração eletrolítica do flúor, do alumínio e do magnésio, o refino de cobre e 
entre outras aplicações5. Dessa forma, neste trabalho, propõem-se a 
construção de uma célula eletrolítica, sua aplicação na eletrólise de uma 
solução de sulfato de cobre pentahidratado, a determinação da quantidade de 
depósito formada no eletrodo, bem como o cálculo da constante de Avogadro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
2. Objetivo. 
Determinar a constante de Avogadro e discutir as leis de Faraday 
utilizando uma célula eletrolítica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
3. Materiais e Reagentes. 
 
 Béquer de 100 Ml 
 Eletrodos de cobre de 5 x 100 mm 
 Cronometro 
 Pipeta de 25mL 
 Resistência variável de 1 kΩ 
 Multímetro 
 Fonte de corrente continua (Carregador de celular) 
 Sulfato de cobre pentahidratado 
 Ácido nítrico 1:1 
 Ácido sulfúrico concentrado 
 Ureia 
 Álcool etílico 
 Lixa 
 Água destilada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
4. Metodologia. 
Os eletrodos de cobre foram lixados, lavados com ácido nítrico, água 
destilada e depois com álcool etílico, em seguida foram secados na estufa a 
110° C. Quando esfriados pesou-se um dos eletrodos. 
Em um béquer de 100mL foram colocados 2,5 g de sulfato de cobre 
pentahidratado, 1mL de ácido nítrico 1:1, 4mL de ácido sulfúrico concentrado e 
0,1g de ureia e completando até 100mL de água. 
O carregado de celular foi utilizado com fonte de corrente para o 
sistema, com auxílio do multímetro e de um regulador de resistência podemos 
ajustar a corrente para que 150 miliamperes passem pela solução. O eletrodo 
pesado foi colocado no cátodo e outro no ânodo e mergulhado no béquer com 
a solução preparada, no mesmo instante foi acionado o cronômetro. Esse 
sistema foi mantido por 20 minutos. A figura 2 mostra o esquema montado para 
realização do experimento. 
 
Figura 2. Célula eletrolítica utilizada no experimento. 
 
Após os 20 minutos retiramos o eletrodo onde ouve a deposição 
lavamos com água e álcool, secamos em estufa a 110°C e pesamos o mesmo. 
Esse processo foi repetido por mais uma vez. 
 
 
 
 
 
10 
 
5. Resultados e Discursões. 
A tabela 1, mostras os dados obtidos no experimento. 
 Experimento 1 Experimento 2 
Massa do eletrodo inicial 0,522 g 0,496 g 
Massa do eletrodo final 0,587 g 0,567 g 
Tabela 1. Massa inicial e final do eletrodo de cobre. 
A partir da massa depositada no eletrodo, podemos determinar a 
constante de Avogadro, segundo a equação 1: 
NA = (E x i x t / m x q), Equação 1. 
Onde E é o equivalente químico (massa atômica de cobre divido pela carga 
dele), i é a intensidade da corrente (em Ampères), t é o tempo da eletrólise (em 
segundos), m é a massa do depósito, q é a carga unitária (1,602 x 10-19 C) e NA 
é a constante de Avogadro. 
A tabela 2 mostra a massa do depósito, bem como a constante de 
Avogadro para os experimentos. 
 Experimento 1 Experimento 2 
Massa do depósito 0,065 g 0,071 g 
Constante de Avogadro 5,49 x 1023 mol-1 5,03 x 1023 mol-1 
Tabela 2. Massa do depósito e a constante de Avogadro. 
Com os valores da constante de Avogadro obtidos experimentalmente, 
podemos realizar tratamentos estatísticos em relação ao valor esperado 6,02 x 
1023 mol-1, e o que mostra a tabela 3. 
Média (xm) 5,26 x 1023 
Erro absoluto (E) -0,76 x 1023 
Erro relativo (Er) -0,13 
Desvio médio (dm) 0,23 x 1023 
Desvio padrão (s) 3,25 x 1022 
Coeficiente de variação (c.v)6,18 % 
Intervalo de confiança µ(99,5%) 5,26 x 1023 + 2,93 x 1024 
Tabela 3. Tratamentos estatísticos dos valores de NA dos experimentos. 
 
 
11 
 
Observando os dados dos tratamentos estatísticos notamos erros e 
desvios obtidos no experimento relativamente baixos, o que podem validar o 
esse simples experimento como uma forma de calcular a constante de 
Avogadro, em que esses erros e desvios podem ser ocasionados por uma serie 
de fatores como: balança mal calibrada, massa do depósito ter saído na 
lavagem, à intensidade da corrente elétrica estar oscilando e o tempo de 
experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
6. Conclusão. 
A partir do simples experimento foi possível determinar a constante 
de Avogadro, ressaltar a importância das células eletrolíticas para a 
sociedade. Aplicar como calcular a quantidade de produto formado por uma 
determinada quantidade de eletricidade e ratificar a eficiência do 
experimento para com o objetivo proposto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
7. Referências. 
 
1. ATKINS, PETER WILLIAM; JONES, LORETTA. Princípios de química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. Ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2012. 
2. BRETT, Christopher MA; BRETT, Ana Maria Oliveira; HEINZE, J. 
Electrochemistry: principles, methods, and applications. Oxford: Oxford 
university press, 1993. 
3. Sartori, E. R., dos Santos, V. B., Trench, A. B., & Fatibello-Filho, O. 
Construção de uma célula eletrolítica para o ensino de eletrólise a partir de 
materiais de baixo custo. 
4. AMBROGI, A., VERSOLATO, E.F.,LISBOA, J.C.F. Unidades Modulares de 
química. São Paulo: Hamburg, 1987. 
5. CROW, David Richard. Principles and applications of electrochemistry. 
CRC Press, 1994. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
. 
 
 
 
 
14 
 
8. Questões. 
8.1. Por que é necessário utilizar ácido nítrico, ácido sulfúrico e ureia neste 
experimento? 
R: A ureia é utilizada para homogeneizar a camada de cobre e os ácidos 
servem para aumentar a dissolução do meio, ou seja, facilitar a dissolução do 
cobre do ânodo. 
8.2. Descreva as perturbações que aparecem na solução por causa da 
aplicação da corrente elétrica e por causa do movimento dos íons. 
 
R: A reação em uma célula eletrolítica não é espontânea, então a 
corrente elétrica é usada como uma bomba de elétrons dentro do eletrodo 
(cátodo) e puxando-os do outro eletrodo (ânodo), em consequência disso o 
eletrodo do ânodo começará a oxidar, colocando cátions em solução, esses 
cátions migraram para o cátodo onde ocorrera a redução desses. 
 
8.3. Este método é preciso na determinação da constante de Avogadro? Por 
quê? 
 
R: Sim, devido ao valor obtido experimentalmente estar próximo do 
tabelado, levando-se em conta os erros possíveis no decorrer do experimento. 
 
8.4. Discuta, a partir de seus resultados, a lei de Faraday. 
 
R: A lei de Faraday nos diz que a corrente e o tempo são proporcionais a 
massa depositada no cátodo, então se diminuirmos ou aumentarmos eles 
influenciaram na massa, isso acarretará em erros, que será evidenciado em um 
desvio na constante de Avogadro. 
 
8.5. Quantas horas são necessárias para depositar 178g de cobre de uma 
solução de cloreto de cobre quando se passa uma corrente de 150 A? 
 
R: Usando a equação 1 obtemos um tempo de 3 horas para depositar 
178g de cobre com essa corrente. 
 
 
15