AULA PRÁTICA DE QUÍMICA TECNOLÓGIA

        

AULA PRÁTICA DE QUÍMICA TECNOLÓGIA I

ELETRÓLISE

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO        04

2. OBJETIVO..................................................................................................................05

3. MATERIAS E MÉTODOS        05

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO.................................................................................06

5. CONCLUSÃO        08

6. REFERÊNCIAS        09

1. INTRODUÇÃO

A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas (BROWN, 2005).  Eletroquímica é o estudo das reações químicas nas quais partículas carregadas (íons ou elétrons) atravessam a interface entre duas fases da matéria, tipicamente uma fase metálica (o eletrodo) e uma fase líquida de solução condutora, ou eletrólito. (LAVORENTI, 2002).

A Eletroquímica estuda as reações em que há transferência de elétrons (reações de oxirredução) e a sua conversão em energia elétrica, bem como o processo contrário, isto é, a conversão de energia elétrica em energia química. (FOGAÇA).

Em qualquer reação redox, tanto a oxidação quanto a redução devem ocorrer. A substância que torna possível que uma outra seja oxidada é chamada de agente oxidante ou oxidante. O agente oxidante remove elétrons de outra substância, adquirindo-os para si mesmo; portanto, o agente oxidante é reduzido. Um agente redutor ou um redutor é uma substância que fornece elétrons, fazendo assim com que outra substância seja reduzida. O agente redutor é oxidado no processo. (BROWN, 2005).

A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica), dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes. (BROWN, 2005).

As células voltaicas são formadas por dois eletrodos imersos em uma mesma solução eletrolítica ou em soluções eletrolíticas diferentes que, em virtude das reações químicas que ocorrem em suas interfaces, geram corrente elétrica espontaneamente. (LAVORENTI, 2002).

Quando é necessário fornecer corrente elétrica a fim de que reações químicas ocorram ao nível dos eletrodos, o sistema é chamado de célula eletrolítica. Uma célula eletrolítica é uma célula galvânica na qual um potencial de uma fonte externa (bateria) é aplicado através dos eletrodos para opor qualquer corrente que poderia fluir de qualquer maneira. Energia elétrica é consumida em vez de ser produzida. (LAVORENTI, 2002).

Eletrodos são condutores de eletricidade, possibilitam que haja fluxo de elétrons pelo sistema. (MICHA, 2014). O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado ânodo; o eletrodo onde ocorre a redução é chamado cátodo. (BROWN, 2005).

As células voltaicas são baseadas nas reações de oxirredução espontâneas. Porém, é possível usar a energia elétrica para fazer com que reações redox não espontâneas ocorram. Processos produzidos por uma fonte externa de energia elétrica são chamados de reações de eletrólise e ocorrem em células eletrolíticas. (BROWN, 2005).

Segundo Micha (2014), eletrólise é o uso de energia elétrica para a realização de uma reação química de oxirredução. Célula eletroquímica é o sistema onde acontece o processo de eletrólise. 

Uma célula eletrolítica consiste em dois eletrodos em um sal fundido ou uma solução. Uma bateria ou qualquer outra fonte de corrente elétrica diretamente age como bomba de elétrons dentro de um eletrodo e puxando-os do outro eletrodo. (BROWN, 2005).

No dia 06 de Agosto de 2018 foi proposto pelo Prº. a prática “Construção de uma célula eletrolítica para o ensino de eletrólise a partir de materiais de baixo custo”.

1.  OBJETIVO

Construção e aplicação de uma célula eletrolítica, calcular a quantidade de produtos formados.

1. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 MATÉRIAIS E REAGENTES UTILIZADOS

• Dois lápis de carpinteiro, um cronômetro e 25 g de repolho roxo;

• Algodão, um conta-gotas e duas seringas de plástico descartáveis de 10 mL cada;

• Um recipiente plástico de 200 mL com tampa, iodeto de potássio e água destilada;

• 30 centímetros de fios flexíveis e uma bateria de 9,0V (de preferência, recarregável);

• Um estilete e um potenciômetro (resistor variável) de 5000 Ohm;

• Um multímetro contendo escalas para leitura de potencial e corrente;

• Um balão volumétrico de 250 mL e um copo de medidas com indicações de volume.

1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

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1. RESULTADOS E DISCURSSÃO

1. Primeiro passo calcular a carga:

Para calcular a carga vamos utilizar os dados da tabela 1 a seguir.

Tabela 1: Dados de corrente e carga obtidos ao longo de 20 minutos de eletrólise.

Tempo (s)	Corrente (mA)	Q(n)-Q(n-1)
0	2,73	0
60	2,44	0,1551
120	2,19	0,1389
180	2,29	0,1344
240	2,34	0,1389
300	2,18	0,1356
360	2,16	0,1302
420	2,07	0,1269
480	2,05	0,1236
540	2,21	0,1278
600	2,01	0,1266
660	2,11	0,1236
720	1,89	0,1200
780	2,00	0,1167
840	2,10	0,1230
900	2,14	0,1272
960	2,02	0,1248
1020	2,11	0,1239
1080	1,98	0,1227
1140	2,06	0,1212
1200	1,92	0,1194

Fonte: Elaborado pelos autores.

A equação para o cálculo da carga é a seguinte