Determinação da Constante de Faraday por Método Eletroquímico

[pic 1]IQD 0192 Laboratório de Físico-Química

Relatório

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Título do Experimento: Determinação da constante de Faraday por método eletroquímico

 

Data de Realização: 03/05/2023

 

Nome e matrícula: Yann Bancillon - 190096900

 

Nome e matrícula: Isabel Nunes Rodrigues de Paula - 180113631

 

Não escrever abaixo dessa linha – Uso exclusivo do professor

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Data de entrega:                                ___________

 

Dados Brutos (2,0 pontos):               ___________

 

Cálculos e Resultados (4,0 pontos): ___________

 

Discussão (3,0 pontos):                   ____________

 

Conclusão (1,0 ponto):                    ____________

 

Referências: (   ) sim  (   ) não

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Nota do Relatório: ___________ 

 

 

 

 

 

Cálculos e Resultados

O objetivo do experimento realizado é determinar a constante de Faraday através da relação entre o gás hidrogênio produzido no eletrodo e a pressão de gás da atmosfera. O hidrogênio foi produzido por método eletroquímico, pela eletrólise da água.

Na primeira parte do experimento preparamos 3 soluções aquosas de 100 mL com  de ácido sulfúrico .  O ácido sulfúrico possui peso molecular , densidade , pureza , dados disponíveis no frasco no laboratório. O volume de ácido para cada solução foi determinado da seguinte forma:[pic 2][pic 3][pic 4][pic 5][pic 6]

 [pic 7]

[pic 8]

[pic 9]

[pic 10]

Corrigindo a pureza:

[pic 11][pic 12]

Em seguida, determinamos o dead volume (o volume entre a válvula e o início da marcação de volume da bureta) que deve ser contabilizado no volume do gás hidrogênio formado no experimento, transferimos 10 mL de água destilada para a bureta de 25 mL e sua marcação foi de 7,6 mL. Assim:

[pic 13]

O experimento foi feito em triplicata e os dados coletados após oito minutos de reação submetidos a uma corrente de 250 mA estão disponíveis na Tabela 1:

Tabela 1: Dados brutos.

Reprodução	Tempo [min]	Volume de hidrogênio [mL]	Altura [cm]
1	8	17,6	17,8
2	8	17,6	17,6
3	8	17,6	17,4

Durante a prática foram tomadas medidas de temperatura e pressão, No início    e  e no final   e .[pic 14][pic 15][pic 16][pic 17]

A formação de hidrogênio a partir da hidrólise da água é descrita da seguinte forma:

 [pic 18]

No experimento foram utilizados eletrodos de cobre na solução aquosa de ácido sulfúrico preparada. Sabe-se que a água se decompõe em íons  e . Logo, a formação de hidrogênio ocorre no catodo, dentro da bureta, onde o  é reduzido de acordo com a reação:[pic 19][pic 20][pic 21]

                                           (1)[pic 22]

No ânodo, onde os eletrodos utilizados não são inertes, podem ocorrer as seguintes reações de oxidação:

 [pic 23]

[pic 24]

A semirreação que ocorre no ânodo é a que envolve a oxidação do cobre metálico do eletrodo, seu potencial de redução menor em comparação com a reação de formação de oxigênio.

Para a determinação experimental da constante de Faraday , é necessário saber a quantidade de carga  e o número de mols de elétrons  , visto que: [pic 25][pic 26][pic 27]

 [pic 28]

A carga total é calculada com o valor da corrente elétrica  e o tempo de aplicação da corrente, pela fórmula:[pic 29]

[pic 30]

O número de mols de elétrons  é obtido através da determinação da quantidade de gás produzido na redução de  em . O valor real da pressão do gás dentro da bureta, idealmente considerada igual à pressão atmosférica medida ao final do experimento. Entretanto, devido à presença de pressão gerada pelo vapor de água dentro da bureta, esse valor deve ser acrescido do valor adotado como ideal, através da equação: [pic 31][pic 32][pic 33]

                        (2)[pic 34]

A  se relaciona com a altura da coluna de água suspensa na bureta, e pode ser determinada por:[pic 35]

                (3)[pic 36]

Onde  e  são densidades da água e do mercúrio, respectivamente. A fração molar da água é calculada a partir dos valores conhecidos de densidades e massas molares  da água e do ácido sulfúrico presentes na solução. [pic 37][pic 38][pic 39]

 [1][pic 40]

 [1][pic 41]

[pic 42]

 [1][pic 43]

[pic 44]

Foi obtido 100 mL uma solução aquosa de  e o volume de ácido sulfúrico diluído foi de 5,6 mL, o volume de água utilizado foi 94,4 mL. Assim, podemos determinar o número de mols  da água e do ácido sulfúrico.[pic 45][pic 46]