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.
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 (1791-1867) 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.
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 96486 C, a massa eletrolisada m é sempre igual ao equivalente-grama E, não importando o eletrólito utilizado: Q = 96486 coulombs m = E (6)
Substituindo a relação (6) em (5) temos: E = K E 96486 K = 1 96486 (7) Utilizando este valor numérico da constante K na equação (5) temos: m = 1 E Q (8) 96486 Substituindo as equações (3) e (4) em (8) temos: m = 1 96486 MM i t (9) No ano de 1909, o físico Robert Andrews Millikan (1868-1953) determinou que a carga elétrica de 1 elétron é igual a 1,602189 10-19 C. A constante de Avogadro diz que em 1 mol de elétrons há 6,02214 10 23 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: 1,602189 10 19 C 6,02214 10 23 = 96486 C mol 1 = 1F Considerando que 1 Faraday equivale a 96486 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.
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):
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)
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.