PROFESSOR

ELETRÓLISE

    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.

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.

Home | Bico de Bunsen | Teor de Álcool na Gasolina | Segurança no Laboratório | Potenciais Redox | Eletrólise | Equação de Arrhenius | Propriedades Coligativas | Titulação do Amoníaco | Reações Químicas | Titulação do vinagre | Preparo de NaOH | Cinética Química | Reatividade de Metais | Lei de Graham | Equipamentos de Laboratório | Relatório

Este site foi atualizado em 04/03/19