Prática 14 Determinação da constante de Faraday

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1 UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS CCT DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DQMC Disciplina: Química Geral Eperimental QEX0002 Prática 14 Determinação da constante de Faraday 1. Introdução Já vimos que em uma célula galvânica, a combinação de duas semi-reações pode levar a um processo eletroquímico espontâneo que irá gerar corrente elétrica. Em contraste, em uma célula eletrolítica, a passagem de uma corrente elétrica proveniente de uma fonte eterna de energia através de uma substância eletrólita produzirá uma reação química redo, outrora não espontânea. O processo de eletrólise é utilizado amplamente na indústria siderúrgica e de mineração no sentido de etrair substâncias químicas de grande interesse comercial em sua forma elementar. A Tabela 01 (abaio) apresenta alguns eemplos de reações típicas para estes processos. Tabela 01. Eemplos de processos eletrolíticos de interesse industrial. Descrição Processo redo envolvido Processo Downs para a etração de Na e Cl 2 molecular a partir do NaCl; Produção de Cl 2 (95% da demanda mundial) e NaOH através do processo cloro-álcali; Etração de berílio, magnésio e cálcio a partir de seus cloretos fundidos; Obtenção de alumínio a partir da mistura de criolita e alumina; Outro procedimento bastante comum é ultra purificação de espécies metálicas. Um bom eemplo é a obtenção do cobre eletrolítico com a transferência efetiva de cobre do ânodo (polo oidado, com impurezas) para o cátodo (polo reduzido, onde apenas cobre é depositado) é a base deste processo. A Figura 01 ilustra este processo.

2 Reações observadas: Figura 01. Representação esquemática de uma célula eletroquímica na qual cobre metálico impuro é oidado, migrando para a solução de sulfato de cobre enquanto íons cobre(2+) migram da solução para o cátodo sendo então reduzidos a cobre metálico. Se a célula eletrolítica apresentada na Figura 01 for construída com eletrodos de cobre de massa conhecida e a corrente elétrica que circula pelo circuito for devidamente medida durante o processo, notase que a massa de cobre perdida no ânodo é diretamente proporcional a massa de cobre depositada no cátodo. Estes aspectos quantitativos envolvendo processos eletrolíticos são regidos pelas Lei de Faraday. Michael Faraday ( ) foi um físico-químico inglês que dedicou grande parte de sua carreira ao estudo da eletroquímica até que em 1834 Faraday enuncia as Leis que regem os processos eletrolíticos. 1ª Lei de Faraday: A massa de substância liberada em um eletrodo durante um processo eletrolítico é proporcional a quantidade de carga elétrica (medida em coulombs) que passa pelo sistema em estudo. A equação (1) a seguir ilustra a 1ª Lei de Faraday: m = k 1 Q (1) Onde m é a massa da substância analisada, em gramas; k 1 é uma constante de proporcionalidade e Q é a carga elétrica (em coulombs) empregada no processo. 2ª Lei de Faraday: Empregando-se a mesma quantidade de carga elétrica, em diversos eletrólitos, a massa da substância eletrolisada, em qualquer um dos eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama da substância. A equação (2) a seguir ilustra a 2ª Lei de Faraday: m = k 2 E (2) Onde m é a massa da substância analisada, em gramas; k 2 é uma constante de proporcionalidade e E é o equivalente-grama da substância em estudo.

3 Neste momento, resgataremos dois conceitos importantes para continuarmos nosso estudo: A carga elétrica (Q) e o equivalente-grama (E). Por definição, carga elétrica (Q) é nada mais que a quantidade de elétrons transportados por uma determinada corrente elétrica (i) constante em um determinado intervalo de tempo (t). Quanto temos uma corrente de 1 apere (A) em 1 segundo temos o chamado coulomb (C). Logo 1 C = 1 A s. A equação (3) ilustra esta ideia: Q = i t (3) Outro aspecto teórico importante para este eperimento é o conceito de equivalente-grama (E). Logo, um equivalente-grama de um elemento químico é o quociente entre seu átomo-grama (massa molar) e sua respectiva valência. A equação (4) ilustra esta relação: E = MM (4) Onde MM é a massa da substância em questão dada em gramas por mol e sua valência. Por eemplo, o equivalente-grama para o sódio será sua própria massa molar, uma vez que sua valência é 1+. Entretanto, grande parte dos elementos químicos apresenta mais de uma valência e, consequentemente, possuirão equivalente-grama diferentes. Para o caso ferro teremos as seguintes situações: ferro(2+) e ferro (3+), logo: Para os íons Fe 2+ : E = MM 55,85 g = = 27,93 g 2 Para os íons Fe 3+ : E = MM 55,85 g = = 18,61 g 3 Ao considerarmos a 1ª e 2ª leis de Faraday em uma única epressão temos: m = [k 1 Q k 2 E] ou m = [(k 1 k 2 ) Q E] Considerando que os valores de k 1 e k 2 geram uma nova constante de proporcionalidade K temos: m = K E Q (5) Por outro lado, constata-se, também de forma eperimental, que, passando por uma célula eletrolítica uma quantidade de eletricidade Q igual a C, a massa eletrolisada m é sempre igual ao equivalente-grama E, não importando o eletrólito utilizado: Q = coulombs m = E (6)

4 Substituindo a relação (6) em (5) temos: E = K E K = (7) Utilizando este valor numérico da constante K na equação (5) temos: m = 1 E Q (8) Substituindo as equações (3) e (4) em (8) temos: m = MM i t (9) No ano de 1909, o físico Robert Andrews Millikan ( ) determinou que a carga elétrica de 1 elétron é igual a 1, C. A constante de Avogadro diz que em 1 mol de elétrons há 6, elétrons. Assim, a quantidade de carga transportada pela passagem de 1 mol de elétrons é igual ao produto da carga elétrica de cada elétron pela quantidade de elétrons que temos em 1 mol, ou seja: 1, C 6, = C mol 1 = 1F Considerando que 1 Faraday equivale a C a equação (9) pode ser reorganizada da seguinte forma: m = MM i t F (10) A equação (10) é caracterizada então como equação geral da eletrólise. O Faraday (F) é uma constante então definida como a quantidade de eletricidade necessária para produzir um equivalente-grama de substância em cada eletrodo, durante a eletrólise. Em outras palavras, é igual ao total de cargas transportadas por um mol de elétrons. Nesta eperiência será determinado eperimentalmente o valor do Faraday durante o processo eletrolítico onde no ânodo cobre metálico será oidado a cobre(2+) e no cátodo íons H + (aq) serão reduzidos à hidrogênio molecular. Na medida em que há perda de massa no ânodo, que representa a quantidade de íons Cu 2+ formados é possível calcular a massa de cobre oidada por um Faraday, isto é, o equivalentegrama deste elemento (cobre) na reação considerada. 2. Objetivos Determinação eperimental da constante de Faraday partindo de um processo eletrolítico.

5 3. Pré-laboratório a) Diferencie célula eletrolítica de célula voltaica. b) Em qual eletrodo ocorre a oidação? E em qual ocorre à redução? c) Como ocorre a transferência de carga elétrica em uma solução eletrolítica? d) Qual o nome da semi-reação que ocorre no cátodo? E no ânodo? e) Eplique a importância industrial dos processos eletrolíticos. Cite dois eemplos. f) Qual a carga elétrica empregada durante um processo eletrolítico em que uma corrente de 0,1 A foi aplicada durante 30 minutos? g) Qual a massa de cobre metálico depositado no cátodo durante um processo de eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de cobre se a corrente que atravessa o sistema for 1,2 A em um intervalo de tempo de 45 minutos. 4. Materiais e Métodos 4.1 Materiais e reagentes 01 béquer de 600 ml Elástico Bastão de vidro Suporte universal 01 Bureta de 50 ml Garra Fonte DC Mangueira Kitassato Rolha furada e tubo de vidro HNO 3 concentrado Lâmina de cobre 50 ml de H 2 SO 4 3,0 mol/l Fio de cobre 4.2 Procedimento Eperimental Em um béquer de 600 ml, colocar cerca de 100 ml de água e 50 ml de ácido sulfúrico 3,0 mol L -1, misture bem com o auílio de um bastão de vidro. Posicione o béquer e a bureta conforme indicado na Figura 02. Conecte a mangueira na ponta da bureta (lado próimo a torneira) e no dispositivo de segurança (kitassato + tubo de vidro). Com a torneira da bureta aberta pue o ar aspirando pelo dispositivo de segurança até que a bureta esteja completamente cheia de solução ácida e sem bolhas. Assim que o limite do líquido ultrapasse a torneira da bureta feche-a. Faça a decapagem da lâmina de cobre com ácido nítrico concentrado e em seguida lave-a com água e seque-a. Pese a lâmina. Em seguida conecte esta ao terminal positivo (ânodo) e o fio de cobre isolado com apenas as pontas epostas ao terminal negativo (cátodo) da fonte, insira ambos no béquer conforme a ilustração a seguir (Figura 02):

6 Figura 02. Esquema de montagem do aparato para determinação da constante de Faraday. Uma vez que o sistema esteja completamente montado ligue a fonte elétrica de correte contínua ajustando o botão de potencial e o de corrente de modo que seja possível observar a formação de hidrogênio. A corrente deverá fica próimo a 1,0 ampere. Importante: No momento em que o sistema for ativado o cronometro deverá ser disparado! Eletrolise a solução por cerca de 5 minutos. Uma vez atingido o tempo estipulado desligue a fonte. Anote o tempo eato de eletrólise, faça a média dos valores inicial e final de corrente e anote o volume de hidrogênio formado. Não se esqueça de medir o volume morto da bureta! Meça também a altura da coluna d água formada. Por fim, retira a lâmina de cobre do sistema, leva-a com cuidado, seque-a e faça a pesagem final. 5. Resultados e Questionário Dados etraídos do eperimento: Tempo de reação (s) Corrente no começo da eletrólise (A) Corrente no fim da eletrólise (A) Corrente média durante a eletrólise (A) Temperatura da solução (K) Altura da coluna d água (m) Volume de hidrogênio (L) Número de mols de hidrogênio formados Massa de hidrogênio formada (g) Massa inicial do ânodo (g) Massa final do ânodo (g)

7 Com base nos dados, responda as seguintes questões: a) Escreva as semi-reações de oidação e redução presentes no processo eletrolítico estudado bem como a reação global. Que reação acontece em cada eletrodo? Qual a polaridade dos mesmos? b) Empregando a equação de estado dos gases ideais, calcule o número de mols e a massa de H 2 formados no cátodo. A partir destes dados calcule o valor da constante de Faraday via cátodo. c) Determine o valor de Faraday via ânodo, ou seja, através do equivalente grama do cobre e a perda de massa da lâmina de cobre. d) Compare a eatidão dos resultados quando comparados ao valor teórico da constante Faraday. Calcule os erros relativo e absoluto para cada caso. Aponte e discuta as possíveis fontes de erros.