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Relatorio-Eletrolise

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1. INTRODUÇÃO
O presente relatório apresentará uma explanação sobre conceitos,
material laboratorial, procedimentos, resultados e conclusões obtidos na aula
prática da disciplina de Laboratório de Química Aplicada à engenharia,
realizada do dia 22 de abril de 2015, referente ao procedimento de eletrólise.
É conhecido pelo nome de eletrólise todo o processo químico não
espontâneo provocado por uma corrente elétrica proveniente de um gerador,
caracterizado pela ocorrência de reações de oxirredução em uma solução
condutora quando se estabelece uma diferença de potencial elétrico entre dois
ou mais eletrodos mergulhados nessa solução. Trata-se de um processo
químico inverso ao da pilha, que é espontâneo e transforma energia química
em elétrica.
O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de
um gerador. Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma perda de
carga por parte de cátions e ânions. Consequentemente, os cátions irão
receber elétrons, sofrendo redução, enquanto que os ânions irão ceder
elétrons, sofrendo oxidação. Tais reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos
mergulhados em um mesmo eletrólito, e em um mesmo compartimento, onde
será estabelecida uma diferença de potencial elétrico. As substâncias iônicas
conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas, e a
condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias nos
eletrodos. Vale lembrar que a denominação “solução eletrolítica”, empregada
para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva
justamente desse processo.
O resultado é forçar a oxidação em um eletrodo e a redução no outro.Por
exemplo, as seguintes reações ocorrem no processo de Dow:
Reação no anodo: 2 Cl-(fund)  Cl2(g) + 2eReação no catodo: Mg2+(fund) 2e-  Mg(l)
Em que “fund” representa o sal fundido. Uma bateria recarregável funciona
como célula galvânica quando está realizando trabalho e como célula
eletrolítica quando está sendo recarregada.
Para forçar uma reação em um sentido não espontâneo, a fonte externa deve
gerar uma diferença de potencial maior do que a diferença de potencial que
seria produzida pela reação inversa. Por exemplo, como
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) Ecélula = +1,23V em pH = 7, espontânea
Para obter a reação não espontânea
2H2O(l)  2H2(g) + O2(g) Ecélula = -1,23V em pH = 7, não espontânea
Em condições padrão (exceto pela concentração de H+) devemos usar pelo
menos 1,23V da fonte externa para superar o “poder de empurrar”, natural da
reação, na direção oposta. Na prática, a diferença de potencial aplicada tem de
ser significativamente superior a do potencial da célula, para inverter a reação
espontânea obter uma velocidade significativa de formação de produto. A
diferença de potencial adicional, que varia de acordo com o tipo de eletrodo, é
chamada de sobrepotencial.
O potencial fornecido a uma célula eletrolítica deve ser no mínimo igual ao
potencial da reação a ser invertida. Se existe na solução mais de uma espécie
que pode ser reduzida, as espécies com os maiores potenciais de redução são,
preferencialmente reduzidas. O mesmo princípio é aplicado à oxidação.
Existem dois tipos de eletrólise, a ígnea e aquosa. A principal diferença entre
as mesmas é que uma ocorre em substância iônica fundida e no segundo caso
a substância encontra-se em meio aquoso.
A eletrólise encontra grande utilidade na indústria química, como na
produção de metais como o alumínio, magnésio, potássio, etc. Por meio dela é
possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos meios de
produção, como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio
(água oxigenada), além da deposição de finas películas de metais sobre peças
metálicas ou plásticas, numa técnica conhecida como galvanização. Além
disso, é um processo que purifica e protege (como revestimento) vários metais.
Além de sua larga aplicação industrial, a eletrólise se revela bastante adequada
e interessante para demonstrações em feiras de ciências, pois não requer
montagens complicadas e pode ser observada visualmente (junto aos
eletrodos) enquanto ocorre.
2. OBJETIVO
Eletrolisar soluções de iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de
sódio (NaCl), e investigar os produtos da eletrólise, assim como as condições
necessárias para que ocorram.
3. MATERIAL E MÉTODOS
3.1. Material
- 3 Placas de Petri (10 cm de diâmetro)
- Eletrodos de aço-inox
- Fonte de corrente
- Dois conectores do tipo jacaré
- Dois fios de conexão
- Um becker de 1000 mL
- 2 Tubos de ensaio
3.2. Soluções
- Indicadores de pH
- Azul de bromotimol
- Iodeto de Potássio (KI) 5% m/v
- Hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v
- Solução de um eletrólito inerte (sulfato de potássio K2SO4 a 5%)
- Solução de NaCl 5% m/v
3.3. Métodos
Eletrólise do KI
Numa placa de Petri, adicionou-se 40 mL de solução de Iodeto de
Potássio KI 5% e os eletrodos de aço inox foram opostamente
colocados. Conectou-se os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos
e conexões necessários. Em seguida, se fez a ligação do circuito.
Observou-se e anotou-se o ocorrido. Adicionou-se duas gotas de
fenolftaleína e observou-se novamente.
Eletrólise do NaCl
Na placa de Petri, dentro dela, colocou-se opostamente os
eletrodos de aço inox, como realizado no procedimento anterior.
Conectou-se os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e
conexões necessários. Adicionou-se 40 mL de solução NaCl 5% na
placa de Petri e se fez a ligação do circuito. Observou-se o ocorrido e
anotou-se o que aconteceu. Adicionou-se duas gotas de fenolftaleína
e observou-se novamente.
Eletrólise da H2O
Adicionou-se na placa de Petri a solução de sulfato de potássio
K2SO4 (± 40 mL). Adicionou-se 20 gotas do indicador Azul de
bromotimol e misturou-se bem. Montou-se os eletrodos de aço inox
na placa de forma oposta, assim como os cabos de conexão. Antes
de se fazer a ligação do circuito, esperou-se um pouco para acalmar
eventuais turbulências na solução. Ao se fazer a ligação do circuito
de imediato os efeitos coloridos são observados em torno dos
eletrodos. Deixando o circuito ligado durante alguns minutos pode-se
apreciar a evolução da eletrólise. Observou-se e anotou-se os
resultados.
Eletrólise do NaOH
No becker adicionou-se 400 mL da solução de Hidróxido de Sódio
5 % m/v.. Após, colocar dois fios de cobre dentro do tubo e
adicionou-se um pouco da solução dentro do tubo. Virou-se o tubo
com cuidado para dentro do becker e logo em seguida ligou-se a
fonte e observou-se o ocorrido. Provou-se a formação dos gases
hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma
brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás,
respectivamente.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Eletrolise de Iodeto de potássio
Quando se colocou o eletrodo na solução de KI 5% inicialmente incolor,
ocorreu no ânodo, uma mudança de coloração para marrom avermelhado. Isso
se deve ao fato de o iodeto I-(aq) ter mais facilidade de descarregar do que
OH-(aq), logo o Iodeto oxida formando o I2 de coloração marrom, de acordo
com a seguinte semi-reação anódica:
No cátodo, houve formação de bolhas de hidrogênio. A água (H2O) por ter
mais facilidade de descarregar do que íon potássio K+, logo ela reduziu para
formar H2 com hidroxila OH-, de acordo com a seguinte semi-reação catódica:
2H2O + 2e- -> H2 + 2OHA solução mudou sua coloração para rosa na porção onde se encontrava o
eletrodo negativo, quando se adicionou a fenolftaleína, pois a mesma adquire
coloração rosa em meio básico, devido a formação de hidroxila OH- no cátodo.
Eletrolise de cloreto de sódio
Ao mergulhar os eletrodos na solução de NaCl 5% inicialmente incolor, ocorreu
no ânodo, uma mudança de coloração para levemente esverdeado. Sendo o
cloreto Cl- mais fácil de descarregar do que a água, logo ele oxidou e formou o
cloro Cl2 que possui coloração esverdeada, dado pela semi-reação anódica
subsequente:
Caso o eletrodo ficasse por um longo período mergulhado na solução, a
coloração iria adquirir um tom mais escuro devido o cloro ser o causador da
corrosão do eletrodo.
No cátodo houve formação de bolhas de hidrogênio. Como a água tem mais
facilidade de descarregar que o íon sódio Na+, logo ela reduziu formando gás
hidrogênio (H2) e hidroxila OH-, de acordo com a seguinte semi-reação
catódica:
2H2O + 2e- -> H2 + 2OHA solução mudou sua coloração para rosa no local onde se encontrava o
eletrodo negativo, quando se adicionou a fenolftaleína, pois a mesma adquire
coloração rosa em meio básico, devido a formação de hidroxila OH- no cátodo.
Eletrolise de H2O
Ao mergulhar os eletrodos na solução de K2SO4 contendo como indicador Azul
de bromotimol que transmite à solução uma coloração esverdeada, houve
formação de bolhas de oxigênio no ânodo deixando o meio de coloração
amarela. Isto se deve ao fato de a água ter mais facilidade de descarregar que
o sulfato (SO42-), logo a água oxidou formando gás oxigênio (O2) e H+. A
mudança de cor é causada pelo indicador azul de bromotimol que adquire
coloração amarela em meio ácido. A semi-reção anódica a seguir representa a
oxidação da água:
2H2O -> O2 + 4H+ + 2e-
No cátodo, houve formação de bolhas de hidrogênio deixando o meio com
coloração azul. Como a água tem mais facilidade de descarregar que o íon
potássio (K+), ela reduziu formando gás hidrogênio (H2) e hidroxila (OH-). A
mudança de cor se deve ao indicador azul de bromotimol que fica de coloração
azul em meio ácido.
Eletrolise de NaOH
Ao imergir os eletrodos na solução de NaOH 5% houve a formação de bolhas
de oxigênio no ânodo, devido à oxidação dos ânions hidroxila da base, uma
vez que a água permanece na solução por ter um grau de ionização menor. A
seguinte semi-reação anódica define a formação de gás oxigênio:
4OH- -> 2H2O + O2 + 4eNo cátodo, houve formação de bolhas de hidrogênio, devido á redução do
hidrogênio pois o cátion H+ tem mais facilidade de descarregar do que o cátion
sódio Na+. A seguinte semi reação catódica define a formação de gás
hidrogênio:
2H+ + 2e- -> H2
Observamos que houve o dobro de produção de hidrogênio em relação ao
oxigênio, pois o hidrogenio necessita de dois elétrons enquanto o oxigênio
necessita de quarto elétrons.
5. CONCLUSÃO
Com base nos resultados obtidos, o que podemos concluir é que a eletrólise
ocasiona a quebra das ligações iônicas por processos de corrente elétrica
baseada na conversão de energia elétrica em energia química, contribuindo
para produção de diversas substâncias que possuem inúmeras aplicações
práticas no cotidiano.
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