ELETRÓLISE
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
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- → Cl 2 + 2eAqui, 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:
-
Célula eletrolítica.
-
Fonte de corrente contínua.
-
500 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.
PROCEDIMENTO:
1-
Preparar 500 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido
Identificar as soluções.
2 - Colocar a solução de ácido sulfúrico na célula eletrolítica. 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 alimentação 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.
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.
6Lavar 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 Æ H2O é uma reação muito explosiva.
PROCEDIMENTO:
1 -) Escrever as equações de ionização do H2SO4
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.