Relatório-Eletrólise

INTRODUÇÃO O presente relatório apresentará uma explanação sobre conceitos, material laboratorial, procedimentos, resultados e conclusões obtidos na aula prática da disciplina de Laboratório de Química Aplicada à engenharia, realizada do dia 22 de abril de 2015, referente ao procedimento de eletrólise. É conhecido pelo nome de eletrólise todo o processo químico não espontâneo provocado por uma corrente elétrica proveniente de um gerador, caracterizado pela ocorrência de reações de oxirredução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencial elétrico entre dois ou mais eletrodos mergulhados nessa solução. Trata-se de um processo químico inverso ao da pilha, que é espontâneo e transforma energia química em elétrica. O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de um gerador. Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions. Consequentemente, os cátions irão receber elétrons, sofrendo redução, enquanto que os ânions irão ceder elétrons, sofrendo oxidação. Tais reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos mergulhados em um mesmo eletrólito, e em um mesmo compartimento, onde será estabelecida uma diferença de potencial elétrico. As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas, e a condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias nos eletrodos. Vale lembrar que a denominação “solução eletrolítica”, empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo. O resultado é forçar a oxidação em um eletrodo e a redução no outro.Por exemplo, as seguintes reações ocorrem no processo de Dow: Reação no anodo: 2 Cl-(fund) Cl2(g) + 2e- Reação no catodo: Mg2+(fund) 2e- Mg(l) Em que “fund” representa o sal fundido. Uma bateria recarregável funciona como célula galvânica quando está realizando trabalho e como célula eletrolítica quando está sendo recarregada. Para forçar uma reação em um sentido não espontâneo, a fonte externa deve gerar uma diferença de potencial maior do que a diferença de potencial que seria produzida pela reação inversa. Por exemplo, como 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) Ecélula = +1,23V em pH = 7, espontânea Para obter a reação não espontânea 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) Ecélula = -1,23V em pH = 7, não espontânea Em condições padrão (exceto pela concentração de H+) devemos usar pelo menos 1,23V da fonte externa para superar o “poder de empurrar”, natural da reação, na direção oposta. Na prática, a diferença de potencial aplicada tem de ser significativamente superior a do potencial da célula, para inverter a reação espontânea obter uma velocidade significativa de formação de produto. A diferença de potencial adicional, que varia de acordo com o tipo de eletrodo, é chamada de sobrepotencial. O potencial fornecido a uma célula eletrolítica deve ser no mínimo igual ao potencial da reação a ser invertida. Se existe na solução mais de uma espécie que pode ser reduzida, as espécies com os maiores potenciais de redução são, preferencialmente reduzidas. O mesmo princípio é aplicado à oxidação. Existem dois tipos de eletrólise, a ígnea e aquosa. A principal diferença entre as mesmas é que uma ocorre em substância iônica fundida e no segundo caso a substância encontra-se em meio aquoso. A eletrólise encontra grande utilidade na indústria química, como na produção de metais como o alumínio, magnésio, potássio, etc. Por meio dela é possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos meios de produção, como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada), além da deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas, numa técnica conhecida como galvanização. Além disso, é um processo que purifica e protege (como revestimento) vários metais. Além de sua larga aplicação industrial, a eletrólise se revela bastante adequada e interessante para demonstrações em feiras de ciências, pois não requer montagens complicadas e pode ser observada visualmente (junto aos eletrodos) enquanto ocorre. OBJETIVO Eletrolisar soluções de iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de sódio (NaCl), e investigar os produtos da eletrólise, assim como as condições necessárias para que ocorram. MATERIAL E MÉTODOS 3.1. Material - 3 Placas de Petri (10 cm de diâmetro) - Eletrodos de aço-inox - Fonte de corrente - Dois conectores do tipo jacaré - Dois fios de conexão - Um becker de 1000 mL - 2 Tubos de ensaio 3.2. Soluções - Indicadores de pH - Azul de bromotimol - Iodeto de Potássio (KI) 5% m/v - Hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v - Solução de um eletrólito inerte (sulfato de potássio K2SO4 a 5%) - Solução de NaCl 5% m/v 3.3. Métodos Eletrólise do KI Numa placa de Petri, adicionou-se 40 mL de solução de Iodeto de Potássio KI 5% e os eletrodos de aço inox foram opostamente colocados. Conectou-se os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões necessários. Em seguida, se fez a ligação do circuito. Observou-se e anotou-se o ocorrido. Adicionou-se duas gotas de fenolftaleína e observou-se novamente. Eletrólise do NaCl Na placa de Petri, dentro dela, colocou-se opostamente os eletrodos de aço inox, como realizado no procedimento anterior. Conectou-se os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e conexões necessários. Adicionou-se 40 mL de solução NaCl 5% na placa de Petri e se fez a ligação do circuito. Observou-se o ocorrido e anotou-se o que aconteceu. Adicionou-se duas gotas de fenolftaleína e observou-se novamente. Eletrólise da H2O Adicionou-se na placa de Petri a solução de sulfato de potássio K2SO4 (± 40 mL). Adicionou-se 20 gotas do indicador Azul de bromotimol e misturou-se bem. Montou-se os eletrodos de aço inox na placa de forma oposta, assim como os cabos de conexão. Antes de se fazer a ligação do circuito, esperou-se um pouco para acalmar eventuais turbulências na solução. Ao se fazer a ligação do circuito de imediato os efeitos coloridos são observados em torno dos eletrodos. Deixando o circuito ligado durante alguns minutos pode-se apreciar a evolução da eletrólise. Observou-se e anotou-se os resultados. Eletrólise do NaOH No becker adicionou-se 400 mL da solução de Hidróxido de Sódio 5 % m/v.. Após, colocar dois fios de cobre dentro do tubo e adicionou-se um pouco da solução dentro do tubo. Virou-se o tubo com cuidado para dentro do becker e logo em seguida ligou-se a fonte e observou-se o ocorrido. Provou-se 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. RESULTADOS E DISCUSSÕES Eletrolise de Iodeto de potássio Quando se colocou o eletrodo na solução de KI 5% inicialmente incolor, ocorreu no ânodo, uma mudança de coloração para marrom avermelhado. Isso se deve ao fato de o iodeto I-(aq) ter mais facilidade de descarregar do que OH-(aq), logo o Iodeto oxida formando o I2 de coloração marrom, de acordo com a seguinte semi-reação anódica: No cátodo, houve formação de bolhas de hidrogênio. A água (H2O) por ter mais facilidade de descarregar do que íon potássio K+, logo ela reduziu para formar H2 com hidroxila OH-, de acordo com a seguinte semi-reação catódica: 2H2O + 2e- -> H2 + 2OH- A solução mudou sua coloração para rosa na porção onde se encontrava o eletrodo negativo, quando se adicionou a fenolftaleína, pois a mesma adquire coloração rosa em meio básico, devido a formação de hidroxila OH- no cátodo. Eletrolise de cloreto de sódio Ao mergulhar os eletrodos na solução de NaCl 5% inicialmente incolor, ocorreu no ânodo, uma mudança de coloração para levemente esverdeado. Sendo o cloreto Cl- mais fácil de descarregar do que a água, logo ele oxidou e formou o cloro Cl2 que possui coloração esverdeada, dado pela semi-reação anódica subsequente: Caso o eletrodo ficasse por um longo período mergulhado na solução, a coloração iria adquirir um tom mais escuro devido o cloro ser o causador da corrosão do eletrodo. No cátodo houve formação de bolhas de hidrogênio. Como a água tem mais facilidade de descarregar que o íon sódio Na+, logo ela reduziu formando gás hidrogênio (H2) e hidroxila OH-, de acordo com a seguinte semi-reação catódica: 2H2O + 2e- -> H2 + 2OH- A solução mudou sua coloração para rosa no local onde se encontrava o eletrodo negativo, quando se adicionou a fenolftaleína, pois a mesma adquire coloração rosa em meio básico, devido a formação de hidroxila OH- no cátodo. Eletrolise de H2O Ao mergulhar os eletrodos na solução de K2SO4 contendo como indicador Azul de bromotimol que transmite à solução uma coloração esverdeada, houve formação de bolhas de oxigênio no ânodo deixando o meio de coloração amarela. Isto se deve ao fato de a água ter mais facilidade de descarregar que o sulfato (SO42-), logo a água oxidou formando gás oxigênio (O2) e H+. A mudança de cor é causada pelo indicador azul de bromotimol que adquire coloração amarela em meio ácido. A semi-reção anódica a seguir representa a oxidação da água: 2H2O -> O2 + 4H+ + 2e- No cátodo, houve formação de bolhas de hidrogênio deixando o meio com coloração azul. Como a água tem mais facilidade de descarregar que o íon potássio (K+), ela reduziu formando gás hidrogênio (H2) e hidroxila (OH-). A mudança de cor se deve ao indicador azul de bromotimol que fica de coloração azul em meio ácido. Eletrolise de NaOH Ao imergir os eletrodos na solução de NaOH 5% houve a formação de bolhas de oxigênio no ânodo, devido à oxidação dos ânions hidroxila da base, uma vez que a água permanece na solução por ter um grau de ionização menor. A seguinte semi-reação anódica define a formação de gás oxigênio: 4OH- -> 2H2O + O2 + 4e- No cátodo, houve formação de bolhas de hidrogênio, devido á redução do hidrogênio pois o cátion H+ tem mais facilidade de descarregar do que o cátion sódio Na+. A seguinte semi reação catódica define a formação de gás hidrogênio: 2H+ + 2e- -> H2 Observamos que houve o dobro de produção de hidrogênio em relação ao oxigênio, pois o hidrogenio necessita de dois elétrons enquanto o oxigênio necessita de quarto elétrons. CONCLUSÃO Com base nos resultados obtidos, o que podemos concluir é que a eletrólise ocasiona a quebra das ligações iônicas por processos de corrente elétrica baseada na conversão de energia elétrica em energia química, contribuindo para produção de diversas substâncias que possuem inúmeras aplicações práticas no cotidiano.