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As reações redox influenciada pela energia elétrica. Eletrólise aquosa do NaCl; Técnica da galvanoplastia.
Tipologia: Trabalhos
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Carlos Daniel de Oliveira Carvalho Djael Olimpio da Silva Jonathan José Silva de Lima Keliane Francielle dos Santos Nascimento
Maceió Setembro/
1
Relatório requerido pelo Professor Alan John Duarte de Freitas, da disciplina de Química Experimental, para a obtenção de nota parcial no curso de Licenciatura em Química, 2° período.
Maceió Setembro/
2
Quando ocorre uma reação espontânea, pode-se calcular a sua diferença de potencial (d.d.p.) com o auxílio da tabela dos potenciais-padrão de eletrodo (ΔE^0 ). Para que ocorra a reação inversa, não espontânea, é necessária uma energia externa maior que a d.d.p. da reação.
A tensão externa necessária para começar a eletrólise de uma solução é denominada potencial de decomposição da solução. Às vezes a tensão necessária para iniciar a eletrólise é maior do que a tensão produzida pela pilha oponente de um ou mais volts. As causas disto residem em efeitos cinéticos junto aos eletrodos ou na solução, em que a difusão lenta dos íons em direção aos eletrodos pode requerer a aplicação de tensões cada vez maiores para produzir a eletrólise. Esta tensão extra é denominada sobretensão ou sobrepotencial (RUSSEL, 1994).
Durante a eletrólise, um cátion sofre redução no cátodo, e um ânion sofre oxidação no ânodo. Isso acontece por meio da descarga elétrica fornecida pela fonte externa (figura 1).
Observando esta imagem é importante notar que: o ânodo corresponde ao pólo positivo, enquanto que numa pilha, o este é o pólo negativo; e o cátodo é o pólo negativo enquanto na pilha é positivo. Esta notação é correta, já que o pólo negativo da fonte de energia “injeta” elétrons no eletrodo, deixando-o carregado negativamente e atraindo os cátions, que por sua vez, sofrem redução (o eletrodo chama-se cátodo por atrair cátions). O
outro eletrodo atrai os ânions da solução (por isso chama-se ânodo), que descarregam seus elétrons, sofrendo oxidação. TITO & CANTO (1998, p. 159) afirmam que “Sendo a eletrólise um fenômeno de óxido-redução, o total de elétrons perdidos no pólo positivo deve ser igual ao total de elétrons recebidos no pólo negativo.”. Para que ocorra eletrólise é necessário que os íons da solução estejam livres (em movimento: dissociados), seja por fusão ( eletrólise ígnea ), ou por dissolução aquosa ( eletrólise em solução ). Eletrólise ígnea é a que ocorre com uma substância, sem a presença de água, onde o sólido iônico deve ser liquefeito por aquecimento (fusão), pois no estado líquido os íons têm livre movimento, podendo assim, se deslocarem até os eletrodos e aí se descarregarem (SARDELLA, 1987):
elétrica que passa pelo sistema e com o equivalente-grama dessa substância (SARDELLA, 1987). As leis são: 1 ª Lei – A massa de substância produzida num eletrodo, pela eletrólise, é proporcional à carga elétrica utilizada. Onde:
*A carga elétrica (Q, em coulombs) corresponde a intensidade elétrica (i, em ampères) num intervalo de tempo (Δt, em segundos):
2ª Lei – Para uma dada quantidade de eletricidade, a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente. Onde:
Solução Sulfato de cobre 0,2 mol/L Indicador fenolftaleína Cloreto de sódio iodado (sal de cozinha)
1 – Bateria de 9 V Esqueiro Alicate
Pedaços de fios condutores de cobre Chave de material metálico
Balança Analítica
Pesou-se a chave, e anotou-se sua massa. Adicionou-se aproximadamente 40 mL de solução CuSO 4 num béquer com capacidade 100 mL. Com o auxílio de um alicate, prendeu-
se dois pedaços de fio de cobre aos pólos de uma bateria de 9 V. Prendeu-se a chave à extremidade livre do fio que estava ligado ao pólo negativo, e a introduziu na solução. Em seguida, introduziu a outra ponta do fio ligado ao pólo positivo na mesma solução (imagem 3). Observou-se durante 5 minutos o metal sendo eletrodepositado sobre a chave, e determinou sua massa. Inverteu-se a polaridade, trocando as ligações dos fios nos pólos da bateria, e repetiu-se o procedimento sob as mesmas condições. •.4. Preparo da solução saturada de NaCl Com o auxílio de uma espátula de ferro colocou-se uma boa quantidade de sal de cozinha num béquer de 100 mL e adicionou-se água para a dissolução desta. Acrescentou-se água até completar aproximadamente 80 mL e agitou-se. Acrescentou-se mais um pouco de sal até adquirir um aspecto de solução saturada, ou seja, que não se consiga mais dissolver soluto. •.5. Eletrólise do NaCl aquoso. Adicionou-se duas gotas de indicador fenolftaleína à solução de NaCl preparada. Verteu-se parte desta solução para um tubo de ensaio, que foi posto invertido dentro do mesmo béquer com o restante da solução, de modo que o tudo de ensaio permanecesse completamente cheio da solução. Conectou-se dois pedaços de fios de cobre aos pólos da bateria de 9 V. Colocou-se a ponta do fio do pólo negativo dentro do tubo de ensaio invertido, e a outra ponta, do pólo positivo, imerso na solução, no béquer (ver imagens 4, 5 e 6). Observou-se. Ao fim do experimento, retirou-se o tubo de ensaio cuidadosamente de modo a deixar uma “película” de solução em sua boca impedindo a liberação do gás formado dentro, e aproximou-se a chama do isqueiro à boca do tudo em direção a parte interna deste. Observou-se uma pequena explosão.
Ao pesar a chave após o experimento, obteve-se sua massa igual a: m(galvanizada) = 5,3768g. Por subtração pôde-se obter a massa de cobre eletrodepositada: m(galvanizada) – m (^) (chave) = m(cobre) 5,3768 – 5,3714 = 0,0054g de cobre metálico. Ao inverter a polaridade dos eletrodos, foi observado que o cobre que estava na superfície da chave (agora cátodo) começou a migrar de volta para o fio (ânodo): A chave foi perdendo a fica camada depositada anteriormente e o fio teve sua superfície alterada, ficou mais escura, devido ao metal eletrodepositado nele.
Usando a estequiometria da eletrólise, pudemos calcular o rendimento (%) desta reação, sabendo que a bateria era de 9 V, e 450 mAh (mili-ampère-hora), e a duração da reação foi de 5 minutos; e a massa real obtida foi 0,0054 gramas.
Dados: i = 450 mAh = 0,45 A
Δt = 5 min = 300 s
Massa atômica do Cu = 63,
Q = i (^) x Δt (Coulomb)
1 mol de elétrons 96.500 C
Rendimento(%) =.
Eletrólise do NaCl aquoso
Colocou-se parte da solução de NaCl no tudo de ensaio e o verteu para o béquer, como na imagem 4. Ao conectar os eletrodos (o pólo negativo dentro do tubo de ensaio e o pólo positivo no béquer), a solução foi adquirindo coloração rosa, e observou-se formação gases: haviam bolhas saindo do ânodo, pela solução; e do cátodo, dentro do tubo de ensaio, a
Q = i (^) x Δt Q = 0,45 (^) x 300 Q = 135 C Reação: Cu 2+^ + 2e-^ Cu (^0) (s) 2 mols de elétrons 1 mol de Cu (^2) x 96.500 C 63,5 g 135 C x 193000 x = 8572,5 x = 0,0444 g de Cu (massa teórica)
Imagem 4 – Solução de NaClFonte: dos Autores.
pressão do gás formado “empurrava” a solução de dentro do tudo, que se misturava com a solução do béquer, aumentando-se a coluna de gás formado dentro do tubo de ensaio (Imagens 5 e 6). Em solução haviam os íons provenientes da auto- ionização da água (H2O) e os íons da dissociação do cloreto de sódio (NaCl):
Ao analisar a ordem de facilidade de descarga dos cátions e ânions (imagem 2), percebe-se que os cátions H+^ têm mais poder oxidante do que o Na+, sofrendo redução no eletrodo negativo (cátodo), e gerando gás hidrogênio (H2), que foi observado dentro do tubo de ensaio: Semirreação do cátodo: Dentre os ânions disponíveis na solução (Cl -^ e OH - ) os Cl -^ têm maior facilidade para descarregar, gerando gás cloro (Cl2) no eletrodo positivo (ânodo), que foi observado através das bolhas que saíam do eletrodo: Semirreação do ânodo: A reação global é dada pela soma de todas as semirreações:
Reação Global:
Co mo produtos desta eletrólise foram obtidos o gás cloro (Cl (^) 2), liberado no pólo positivo, e o gás hidrogênio
Imagem 6 – Eletrólise após algum tempo
Imagem 5 – Início da eletróliseFontes (5 e 6): Dos Autores
Anexo 1 Tabela dos potenciais de redução e de oxidação.
1º - Calcule o rendimento da eletrodeposição do cobre, a partir dos resultados experimentais.
Dados: i = 450 mAh = 0,45 A / Δt = 5 min = 300 s / Massa atômica do Cu = 63,
Q = i (^) x Δt Q = 0,45 (^) x 300 Q = 135 C
Reação: Cu2+^ + 2e-^ Cu (^0) (s)
2 mols de elétrons 1 mol de Cu
(^2) x 96.500 C 63,5 g
135 C x
193000 x = 8572,5 x = 0,0444 g de Cu (massa teórica)
2º - Classifique o banho eletrolítico e os elétrodos, utilizados na eletrodeposição de cobre.
O banho eletrolítico de cobre é realizado a partir do processo de galvanoplastia, quando algum metal sofre revestimento de outro metal através de eletrólise.
O eletrodo negativo (chave) era inerte, que não participava das reações; e o eletrodo positivo, o fio, era ativo, ou reativo, pois reagia conforme a passagem da corrente elétrica.
3º - Se a lâmina, que recebeu a deposição de metal, fosse colocada mais para fora do banho eletrolítico, o rendimento se alteraria? Por quê?
O rendimento não se alteraria porque a massa da substância eletrolisada depende da eletricidade que atravessa a solução, e não da área em que será depositada.
Rendimento(%) =.
