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Prática de Físico-Química Experimental
Tipologia: Notas de estudo
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Data de realização: 23/09/ Data de entrega: 30/09/
Professor responsável: Miguel Jafelicci Junior
Integrantes: Gabriel Martins de Alvarenga
Naira Buzzo Anhesine Renan Diego Zanetti Weslei Bruno Botero
Pode-se representar de maneira genérica as reações que ocorrem em células eletrolíticas do seguinte modo:
o - (^) (oxidação)
No laboratório, foram encontradas as seguintes aparelhagens previamente montadas:
Nesse primeiro sistema têm-se a presença de dois eletrodos de chumbo, os quais foram ligados a um galvanostato que forneceu uma corrente de aproximadamente 150 mA (medida com um multímetro) para todo o sistema. O início de passagem de corrente representa o começo do processo de eletrólise da água na presença de ácido sulfúrico, resultando na produção de oxigênio e de hidrogênio (que ocupam respectivos volumes da bureta).
O sistema permaneceu ligado 18 minutos e 25 segundos até que aproximadamente 20,50 ml de gás fossem produzidos.
Figura 2 - Esquema aparelhagem utilizada para a prática de eletrólise: com buretas interligadas contendo solução ácido sulfúrico 10% em massa, e eletrodos de chumbo.
A figura 3 apresenta dois eletrodos de ferro inoxidável em uma solução de hidróxido de sódio e etanol. Forneceu-se a corrente para o sistema de aproximadamente 160 mA durante 19 minutos e 47 segundos até a formação de 23,5 ml de gás hidrogênio e oxigênio.
Condensando os dados provenientes dos três experimentos em uma tabela, temos:
Corrente Volume gasto Tempo medido Sistema com H 2 SO 4 0,0015 A 20,50 ml 1105 s Sistema com Na 2 SO 4 0,0017 A 23 ,50 ml 1059 s Sistema com NaOH 0,0016 A 21 ,50 ml 1187 s
Os procedimentos realizados baseiam-se nas seguintes reações: 4OH-^ O 2 + 2H 2 O + 4e- 4H 2 O + 4e-^ 2H 2 + 4OH- 2H 2 O 2H 2 + O 2
Figura 4 - Esquema aparelhagem utilizada para a prática de eletrólise, com buretas interligadas contendo solução de hidróxido de sódio e etanol, e eletrodos de ferro inoxidável.
Tabela 1 – Dados provenientes do experimento posteriormente utilizados para a determinação da constantes de Avogadro.
Para o cálculo da constante de Avogadro calculou-se o número de elétrons em cada solução e dividiu-se esse valor pelo número mols de H 2 (considerando o mesmo um gás ideal), considerando a pressão atmosférica como 733 mmHg ou 97725,29 Pa (dado obtido através do barômetro) e a temperatura medida na solução de 29 ºC. Nos cálculos utilizaremos a pressão em Pascal e o volume em metros cúbicos.
Para o procedimento realizado com ácido sulfúrico.
Determinação do número de elétrons
Determinação do número de mols de hidrogênio
Pela estequiometria da semi-reação, o dobro desse número de mols representa o número de mols de elétrons, logo
Determinação da constante de Avogadro
Realizando os mesmos cálculos para o sulfato de sódio obtêm-se:
Determinação do número de elétrons
Determinação do número de mols de hidrogênio
Mediu-se a massa da placa de cobre antes da eletrodeposição obtendo-se aproximadamente 13,4120 gramas. Após o processo, mediu-se novamente a massa, obtendo um valor de aproximadamente 14,4087 gramas. Por diferença de massa determinou-se a massa depositada:
Onde mcu é a massa de cobre depositada sobre a placa.
A área da placa em contato com a solução de sulfato de cobre já havia sido medida através de uma régua:
Figura 5 - Esquema da aparelhagem utilizada durante a prática de eletrodeposição do cobre: com solução de sulfato de cobre, placa de cobre, agitador magnético, galvanostato e eletrodos de cobre.
Largura : 2 cm
Altura: 6,1cm
Figura 6 – Representação da placa de cobre utilizada e medidas de comprimento e largura
Como a chapa possui dois lados, multiplicou-se a área de contato por 2:
Onde A é área de deposição de cobre na placa. Agora tendo tanto a massa de deposição, quanto a área, podemos calcular a espessura de deposição:
Dedução da fórmula da espessura A fórmula que permite o cálculo da espessura do filme de cobre depositado vem da junção da fórmula da densidade com a do volume de uma superfície, como segue abaixo: Para a densidade de uma substancia tem-se que , sendo que é a massa e o volume. Sabendo-se que o volume da placa onde a substância foi depositada é , onde A é a área da placa e sua espessura e substituindo-se na equação, tem-se:
Rearranjando a fórmula de modo que a espessura seja isolada, obtém-se a fórmula para o seu cálculo:
Logo, com os valores já calculados, e sabendo que a densidade do cobre é de aproximadamente 8,96 g/cm^3 , podemos substituir na equação e calcular a espessura de cobre depositado:
Onde a espessura de deposição foi de aproximadamente 2,3 10 -3^ cm.
Na eletrodeposição utilizando-se o cobre em uma solução de sulfato de cobre, observou-se a redução de acordo com a equação:
Os íons cobre depositados eram provenientes tanto da redução da solução de sulfato de cobre quanto da oxidação do ânodo de cobre presente na célula eletrolítica.
Foi necessário um tempo de 29 minutos a uma corrente constante de 150 mA para depositar 0,9967g de cobre metálico sobre a placa.
