UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO

INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA

LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO:

CÉLULA ELETROLÍTICA

PROFESSORA : CYNTHIA FRAGA SCOFIELD

DATA DE REALIZAÇÃO DA PRÁTICA: 24/10/2014

DATA DE ENTREGA DO RELATÓRIO: 07/11/2014

COMPONENTES DO GRUPO:

JÉSSICA FERREIRA COIMBRA,

SABRINA IANES BARRETO,

MARIANA DUARTE CRUZ.

1. Introdução Teórica

No ramo da eletroquímica, dois tipos de células são estudadas: a célula

eletrolítica e a célula galvânica. A célula galvânica é um reator eletroquímico que

produz eletricidade, enquanto a célula eletrolítica é um reator eletroquímico que

consome eletricidade. Ambas as células são formadas inserindo-se dois eletrodos

(geralmente metálicos) em uma solução. Porém, na célula galvânica os eletrodos são

ligados por um condutor metálico, diferente da célula eletrolítica que utiliza uma

pilha conectada aos eletrodos para o fornecimento de corrente elétrica.

Faraday, importante cientista inglês, estudou o processo da eletrólise

considerando a relação entre os íons do eletrólito e a eletricidade fornecida por um

gerador, criando-se assim as leis de Faraday.

De acordo com 1ª lei de Faraday, a quantidade de produto formado num

eletrodo por eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela

solução:

m α I → m = k ∙ I ∙ t

onde k é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do

produto formado.

A 2ª lei de Faraday considera parâmetros como massa molar, número de

Avogadro (NA = 6,02 x 1023), variação do nox e carga do elétron no cálculo de

quantificação da massa do produto formado pela eletrólise de acordo com a

seguinte fórmula:

m α → m =

onde M é a massa molar, Nav é o número de Avogadro, z é a variação do

nox, I é a intensidade da corrente elétrica, t é o tempo de eletrólise e q é a carga

do elétron.

Nesta prática, a partir da fórmula da 2ª lei de Faraday e, conhecendo os

demais parâmetros, determinou-se o número de Avogadro.

2. Objetivos

Determinar o número de Avogadro e discutir as leis de Faraday, utilizando uma

célula eletrolítica.

3. Materiais e reagentes

3.1 - Materiais:

- 1 bécher de 250 mL;

- 1 dessecador;

- 6 eletrodos de cobre;

- 1 fonte retificadora de corrente;

- 2 vidros de relógio;

- 1 balança analítica de precisão 0,1 mg;

- 1 cronômetro.

3.2 - Reagentes:

- Sulfato de cobre pentahidratado;

- Ácido nítrico 1:1 ;

- Álcool;

- Ácido sulfúrico concentrado;

- Uréia;

- Água destilada.

4. Metodologia

Os eletrodos de cobre (figura1), já limpos, foram pesados e suas massas

anotadas (massa inicial). No bécher de 250 mL, colocou-se a solução eletrolítica

(previamente preparada). Feito isto, os eletrodos foram fixados nos devidos

polos e a fonte (figura 2) foi ligada e ajustada com a corrente necessária para

cada parte do experimento. O cronômetro foi acionado imediatamente após o

ajuste da corrente.

Figura 1 – Eletrodos antes da reação

Figura 2 – Solução eletrolítica e ligada à fonte

O experimento foi feito em três etapas, variando as condições segundo a

tabela abaixo (Tabela 1):

Tabela 1: Condições reacionais

Experiência Tempo (min) Corrente (mA)

1 10 100

2 20 100

3 10 200

Após o tempo necessário para cada experiência, os eletrodos foram

retirados da solução, rinsados com água destilada e em seguida, colocados na

estufa por aproximadamente 10 minutos. Posteriormente , estes eletrodos foram

colocados no dessecador (figura 3) até que sua temperatura se aproximasse da

temperatura ambiente e, por fim, suas massas foram medidas novamente (massa

após reação).

Figura 3 – Eletrodos , após reação, no dessecador

5. Resultados e discussão

Os resultados do experimento e seus parâmetros são apresentados abaixo, na

Tabela 2:

Tabela 2: Massas de cobre depositadas e consumidas obtidas experimentalmente

Experiência Eletrodo

Tempo

(min)

Intensidade da

corrente (mA)

Massa

inicial (g)

Massa após

consumo (g) ∆m (g)

1 Anodo

10 100 3,8368 3,8184 0,0184

Catodo 3,2607 3,2775 0,0168

2 Anodo

20 100 3,3132 3,2798 0,0334

Catodo 3,5644 3,5982 0,0338

3 Anodo

10 200 2,6990 2,6405 0,0585

Catodo 3,1511 3,1873 0,0362

- Cálculo do número de Avogadro :

O número de Avogrado foi obtido para cada experimento de acordo com a

relação mostrada abaixo, e os resultados estão expostos na Tabela 3:

Nav =

Tabela 3: Cálculo do número de Avogadro para cada variação de massa

Experiência Eletrodo Nº de Avogadro (mol-1) Erro (%)

1 Anodo 6,47 ∙ 1023 7,52 %

Catodo 7,09 ∙ 1023 17,76 %

2 Anodo 7,13 ∙ 1023 18,47 %

Catodo 7,05 ∙ 1023 17,07 %

3 Anodo 4,07 ∙ 1023 32,36 %

Catodo 6,58 ∙ 1023 9,31 %

O erro de cada resultado obtido foi calculado a partir da seguinte relação:

Erro (%) = x 100%

Considerando o valor teórico como: 6,02 ∙ 1023

mol-1.

6. Conclusões

O principal objetivo do experimento não foi alcançado com muito

sucesso, pois não foi possível determinar o número de Avogadro com a exatidão

desejada. Porém cabe ressaltar que todos os valores obtidos possuem a mesma

ordem de grandeza do valor teórico.

De uma maneira geral os erros experimentais podem variar desde

imprecisão na pesagem e mau funcionamento da estufa à erros de manuseio dos

eletrodos, que alteram as massas obtidas. É importante ressaltar que ao final da

execução da 3ª experiência, um dos eletrodos (anodo) caiu na solução e devido a

isso sua massa consumida teve o valor alterado. Podendo assim explicar o alto

erro encontrado (32,36%) na determinação do número de Avogadro desta etapa.

Por outro lado, foi possível comprovar com eficácia a relação fornecida

pela 2ª Lei de Faraday, visto que o aumento da corrente e do tempo fez a massa

consumida aumentar.

7. Bibliografia

Livro :

ATKINS, P. W. (Peter William), 1940 –

Físico-química: volume 2 / Peter Atkins, Julio de Paula; tradução e revisão

técnica Edilson Clemente da Silva, Márcio José Estillac de Mello Cardoso,

Oswaldo Esteves Barcia. – Rio de Janeiro : LTC, 2012. Pág. 327-332.