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.
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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
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 ocorrer 1. 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 redução 2. 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 eletrolítica 3. 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 6,02214×10 23 mol –1 e conhecido como constante de Avogadro4.
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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 aplicações 5. 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.
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2. Objetivo. Determinar a constante de Avogadro e discutir as leis de Faraday utilizando uma célula eletrolítica.
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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
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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.
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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: N A = (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 N A 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 N A dos experimentos. 10
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.
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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.
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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.
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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. 14
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