PROFESSOR

PAULO CESAR

PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA
 

DICAS PARA O SUCESSO NO VESTIBULAR: AULA ASSISTIDA É AULA ESTUDADA - MANTER O EQUILÍBRIO EMOCIONAL E O CONDICIONAMENTO FÍSICO - FIXAR O APRENDIZADO TEÓRICO ATRAVÉS DA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS.

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ELETRÓLISE

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    INTRODUÇÃO

Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.

Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação

 Na+ + e- ® Na(l)

A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio.

A mesma eletrólise do NaCl fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é:

2Cl- ® Cl2 + 2e-

Aqui,  dois elétrons devem ser retirados (de dois íons Cl-) para a produção de uma molécula de Cl2. Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de Cl2. Isto significa que um equivalente de Cl2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a metade da massa molecular). Quando o NaCl fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo (consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para produzir 1 mol de Na).
 

    MATERIAL UTILIZADO

-    Cuba eletrolítica.
-    Fonte de corrente contínua.
-    1000 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.
-    1000 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 10%.
-    1000 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 10%.
 

    PROCEDIMENTO

1 -    Preparar 1000 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido clorídrico e cloreto de sódio 10%. Identificar as soluções.

2 -    Colocar a solução de ácido sulfúrico numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na FIGURA 1. Use luvas e óculos de proteção.

Ilustração de como deve ser montada a cuba eletrolítica. Esta mesma montagem serve para os outros dois experimentos.
Figura 1 - Montagem do Experimento.

3 -    Conectar os pólos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.

4 -    Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado aproximadamente  60,0 mL de hidrogênio. Anotar todas as observações. A FIGURA 2 mostra como será o andamento do experimento para a solução de H2SO4.


Figura 2 - Eletrólise do H2SO4.

 

5 -    Provar 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.

6 -   Lavar todo material e repetir o procedimento para as outras duas soluções. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do livro Química Geral do Russel e ver as reações de cátodo e de ânodo e como poderia ser provado a formação dos produtos.
 

    CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias.  Há risco de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do ácido sulfúrico. 2H2 + O2 à H2O é uma reação muito explosiva.  

    PROCEDIMENTO:

1 -)   Escrever as equações de ionização do H2SO4 e HCl e dissociação do NaCl.

2 -)   Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.

3 -)   Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.

 

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Este site foi atualizado em 19/01/11