Eletroquímica - Práticas 2009 - 2

Universidade Federal de PernambucoCentro de Tecnologia e Geociências - Departamento de Engenharia Química

Roteiro para aula prática 11. Demonstração da Lei de Faraday1.1 Objetivo

Verificar a Lei de Faraday que estabelece a proporcionalidade entre a carga elétrica que atravessa a célula eletrolítica e a massa de metal depositada na superfície de um eletrodo.1.2 Instrumental Voltâmetro de cobre, composto de dois ânodos retangulares de cobre de 3 cm 10 cm e 0,1 cm de espessura, e

como cátodo uma placa de cobre de espessura 0,1 cm. A observação experimental prática recomenda que neste tipo de cátodo se utilize densidades de corrente de 0,01 A/cm2 a 0,02 A/cm2;

Amperímetro digital para monitorar a corrente; Fonte de alimentação regulável de (0 a 1) A e (0 a 10) V.1.3 Procedimento

Pesar o cátodo em uma balança analítica. Usar como eletrólito uma solução aquosa de 125 g de CuSO 4·5H2O, 50 g de H2SO4 concentrado e 50 g de álcool etílico, completada a 1 L com água destilada. Encher com esta solução um béquer de 300 mL e mergulhar os eletrodos. Ajustar a corrente na faixa de densidade de corrente recomendada. Para promover uma boa aderência do metal depositado e melhorar a transferência de massa dos íons entre a solução e o eletrodo, deve-se agitar o eletrólito durante a passagem de corrente. Ao concluir o experimento, desligar a fonte, retirar o cátodo, lavar com água destilada e pesar novamente, depois de seco.1.4 Discussão

1. Qual a área a ser considerada e porque é multiplicada por dois?2. Determinar a massa de cobre depositada através da diferença entre as pesagens. 3. Determinar a massa de cobre depositada através da lei de Faraday.4. Há diferença entre a massa de cobre medida e a calculada?5. Por que se usa um eletrólito com elevada concentração de sulfato de cobre e se adiciona ácido sulfúrico?6. Por que se usa álcool na solução eletrolítica?7. Podem ocorrer outras reações que reduzem a eficiência do processo ?8. Qual a resistência do eletrólito?9. Qual a potencia real e a energia consumida no processo, considerando somente a célula?10. Qual a potencia real e a energia consumida no processo, considerando a célula e a fonte de energia?

ELETROQUÍMICA - ROTEIRO PARA AULA PRÁTICA 22. Eletroforese2.1 ObjetivoDemonstrar o movimento de íons por efeito do campo elétrico (processo de migração). A sua importância na eletro análise quali e quantitativa de substâncias é encontrada na caracterização e separação de proteínas, aminoácidos, purificação do caolim e colóides (purificação e coagulação do látex e pintura eletrofórica).2.2 Instrumental- 1 tubo em U; solução de CuCr2O7 obtida através da mistura do CuSO4 e K2Cr2O7. A solução verde-oliva é misturada com agar-agar que é um pó que adquire a forma de gel quando hidratado e geralmente é feito de algas. Solução aquosa de 1 M de H2SO4- Eletrodos de grafite ou aço inoxidável; 1 fonte de alimentação com saída até 30 V continua; 1 voltímetro e 1 amperímetro2.3 ProcedimentoA solução verde-oliva é decantada na base do tubo em U e congelada. A solução aquosa de 1 M de H2SO4 é colocada em ambos os lados do tubo. Através de eletrodos, é fornecida uma diferença de potencial de 25 V, durante 30 minutos, suficiente para observar as cores diferentes em cada lado do tubo em U, demonstrando assim a migração de íons.2.4 Discussão

1. Qual o sinal do anodo e do catodo ?2. Quais as cores que se concentraram no anodo e no catodo ?3. Estas cores correspondem a que íons ?4. Por que necessita resfriar o sistema?5. Quais as reações no catodo e no anodo? Onde ocorre oxidação?6. Qual o eletrodo que libera mais bolhas e porque ocorre isso?

1

ELETROQUÍMICA - ROTEIRO PARA AULA PRÁTICA 3

3. Lei de Ohm e Condutividade em Soluções EletrilíticasÉ importante na industria verificar a resistência da célula eletroquímica, pois esta propriedade pode resultar num maior consumo de energia elétrica. Por isso, faz-se a análise das conduções idéias para realizar o trabalho com menor consumo de energia.Metodologia - InstrumentalOs seguintes equipamentos serão empregados: Fonte de alimentação regulável (0 a 1 A e 0 a 10 V); Amperímetro (0 a 1 A) e Voltímetro (0 a 5 V); Célula de eletrólise retangular, com 1,5 cm de largura, 10 cm de altura e 16 cm de comprimento.3.1 Parte 1 - objetivos1. Verificar a tensão (voltagem ou potencial) de uma célula eletrolítica em função da largura do eletrólito, com corrente nula;2. Calcular a condutividade e resistividade do eletrólito. 3.2 Parte 1 – Metodologia – Procedimento Experimental: Encher a célula com CuSO4·5H2O 1 N até a altura de 8 cm. Colocar os eletrodos, 2 lâminas de cobre, nas duas extremidades da célula e executar os seguintes passos: 1. Medir a distância entre os eletrodos; 2. Ligar a corrente e ajustar para 0,25 A; 3. Medir a tensão depois de estabilizada (aguardar cerca de 1 min para estabilizar); 4. Desligar a corrente. Mudar um dos eletrodos de posição e executar os passos de 1 até 4 para a nova distância entre os eletrodos. Repetir o procedimento para outras distâncias menores entre os eletrodos de modo a se obter uma série de valores de distâncias entre os eletrodos (L) e a tensão (E). Anotar na Tabela (curva I). Empregando o mesmo procedimento descrito acima, obter uma nova série de valores de L e E com o eletrólito adicionado de 3 mL de H2SO4 concentrado. Anotar na Tabela (curva II).Tabela seq num_tit1 \c 0 . Tensão da célula em função da largura do eletrólito. Corrente nula.

Curva I Curva IIL (cm) E(V) L(cm) E/V

16 16

12 12

8 8

4 4

2 2

3.3 Parte 1 – DiscussãoConstruir, num mesmo gráfico, com as duas

séries de dados, com a tensão E nas ordenadas e a distância L nas abscissas. As duas curvas devem apresentar inclinações diferentes. Pela Lei de Ohm. Construir gráfico de consumo de energia vs. L. Comentar gráficos.

E = RI ( seq num_tit1 \c 0), onde a resistência é dada por ( seq num_tit1 \c 0); = resistividade (ohm . m), K = 1/ = condutividade, L = largura do eletrólito (m), A = área do eletrodo (m2); de modo que: (0-3), em que K é a inclinação da curva, e

E = f(L); I/A = densidade de corrente (A/m2)

3.4 Parte 2 – Objetivos1. Medir a tensão de uma solução eletrolítica em

função da corrente que a atravessa;2. Calcular a condutividade e resistividade do

eletrólito. 3.5 Parte 2 – Metodologia - Procedimento ExperimentalEncher a célula com CuSO4·5H2O 1 N até a altura de 8 cm. Colocar os eletrodos, 2 lâminas de cobre, nas duas extremidades da célula, mantendo a distância fixa (L = 16 cm). Ligar a corrente e ajustar para 0,05 A. Medir a tensão depois de estabilizada (aguardar 1 a 2 min para estabilizar). Aumentar a corrente em degraus de 0,05 A, medir a tensão após cada degrau, prosseguindo até 0,3 A. Anotar a série de valores de corrente (I) e tensão (E) na Tabela (curva I). Empregando o mesmo procedimento descrito acima, obter uma nova série de valores de L e E com o eletrólito adicionado de 3 mL de H2SO4 concentrado. Anotar na Tabela (curva II).

Nota: Em ambos os experimentos da parte 2, cortar o circuito, pelo menos uma vez, e observar o voltímetro.Tabela seq num_tit1 \c 0 . Tensão da célula em função da corrente.

Curva I Curva III(A) E(V) I(A) E(V)

0,05 0,05

0,10 0,10

0,15 0,15

0,20 0,20

0,25 0,25

0,30 0,30

3.6 Parte 2 – Discussão1. Construir um gráfico com as duas séries de

dados, com a tensão E nas ordenadas e a corrente I nas abscissas. Pela Lei de Ohm, equação ( seq num_tit1 \c 0), e pela equação ( seq num_tit1 \c 0), tem-se que

2. (0-4), onde K é a inclinação da curva, e E = f(I). Com o valor da inclinação K e da constante da célula L/A, calcular a resistividade e a condutividade = 1/.


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4. Efeito da Concentração sobre a Condutividade Específica – Ponte de Wheatstone de Corrente Alternada

4.1 Objetivos Medir a condutividade ed eletrólitos fracos e moderados em diferentes concentrações Verificar a validade do modelo de Kohlrausch na curva vs.

4.2 InstrumentalSerá empregado o equipamento condutivímetro (marca Mettler-Toledo, modelo MC 226) que funciona pelo princípio da ponte de Wheatstone de corrente alternada com freqüência na faixa de kHz a MHz para eliminação da polarização na célula de condutância.4.3 ProcedimentoPreparar diversas soluções diluídas de ácido acético e de sulfato de cobre. Como auxílio do condutivímetro, medir a condutividade específica de cada uma das soluções. Anotar nas Tabelas e . Onde (µS/cm) = condutividade (observe as unidades no equipamento); cE (equiv/cm3) = concentração equivalente (concentração molar dividido pelo numero de equivalentes); (µS·cm2/equiv) = condutividade equivalente, igual a condutividade dividida pela concentração equivalente. Tabela . Dados para as soluções de ácido acético.

c(mol/L) Temperatura(ºC) (µS/cm) cE (equiv/cm3) (µS·cm2/equiv)

Tabela seq num_tit1 \c 0. Dados para as soluções de sulfato de cobre.c(mol/L) Temperatura(ºC) (µS/cm) cE (equiv/cm3) (µS·cm2/equiv)

4.4 Discussão Construir um gráfico da condutividade vs. Concentração molar com as duas curvas do ácido acético e sulfato de

cobre no mesmo gráfico. Comentar os resultados e diferenças. Construir um gráfico da condutância equivalente em função de . com as duas curvas do ácido acético e sulfato de

cobre no mesmo gráfico. Comentar os resultados e diferenças e verificar as condições de validade do modelo de Kohlrausch = o – b. .

Qual a diferença de condutividade entre água potável e água destilada ou deionizada ? Qual a importância da medida de condutividade na industria e no meio ambiente ?


5. Determinação da fem de uma Célula Galvânica5.1 Objetivo Medir a força eletromotriz (potencial) de uma célula galvânica, a pilha de Daniell-Jacobi no estado padrão, 25ºC, 1

atm, ZnSO4 (1 M), CuSO4 (1M), com corrente nula. Media a fem da célula de concentração de soluções de sulfato de cobre. Determinar o eletrodo catódico e o anódico numa célula de concentração Mostrar aplicações práticas da importância do conhecimento das células de concentração

5.2 Metodologia - InstrumentalOs seguintes materiais serão empregados: 2 vasos de 50 mL; 100 mL de CuSO4 1 M; 100 mL de ZnSO4 1 M; Eletrodo de cobre, previamente preparado como cátodo em uma célula de eletrólise para se obter um tênue depósito de cobre; Eletrodo de zinco, deve ser amalgamado com mercúrio para favorecer a estabilidade da medida da fem; Ponte salina de cloreto de potássio saturado; Voltímetro (0 a 5 V).5.3 Parte 1 - Metodologia – Procedimento experimental da Pilha de DaniellPara montar a célula galvânica de Daniell-Jacobi, encher um béquer de 50 mL com cerca de 40 mL CuSO4 1 M e outro béquer de 50 mL com cerca de 40 mL de ZnSO4 1 M. Mergulhar o eletrodo de cobre na solução de CuSO4, e o eletrodo de zinco na solução de ZnSO4. Colocar a ponte salina entre os dois béqueres. A ponte salina permite fechar o circuito da célula, impedindo a transferência de matéria entre as duas meias-células. Conectar os eletrodos aos terminais do voltímetro de alta impedância e medir a fem, o mais rapidamente possível. Anotar. Anotar também a temperatura.

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Medir o potencial da célula de Daniel usando uma solução de CuSO4 com concentração diferente de 1 molar. Fazer a medida da voltagem com concentração de CuSO4 igual a 0,001M.

5.4 Parte 2 – Metodologia – Procedimento experimental da Célula de ConcentraçãoEm uma célula de concentração apenas as concentrações das meias-células são diferentes. Manter o béquer de 50 mL com cerca de 40 mL CuSO4 1 M da Parte 1. Encher outro béquer de 50 mL com cerca de 40 mL de outra solução de CuSO4 0,1 M. Mergulhar eletrodos de cobre em ambas as soluções. Colocar a ponte salina entre os dois béqueres. Conectar os eletrodos aos terminais do voltímetro de alta impedância e medir a fem, o mais rapidamente possível. Anotar na Tabela . Repetir o procedimento para outras soluções de CuSO4 de 0,01 e 0,001 M.A fem medida é da célula Cu(–) | CuSO4(cx) || CuSO4(1 M) | Cu(+), onde cx são as diferentes concentrações.

Tabela seq num_tit1 \c 0. Potencial das células de concentração. Lado direito é CuSO4 (1M)/Cucx(M)

E(V)

5.5 Discussão da Parte 1 Comparar o potencial da pilha de Daniell com o valor obtido dos potenciais padrão das meias células da literatura,escrevendo as reações. Explique a diferença do potencial medido nas diferentes pilhas de Daniell. Faça desenho da célula. Use Debye-Huckel para calcular o coeficiente de atividade (gama) do Cu 2+ a 0,001M e determinar o gama do Zn2+ a 1M e do Cu2+ a 1M.5.5 Discussão da Parte 1 Determinar o eletrodo catódico e o anódico numa célula de concentração e seus sinais. Mostrar aplicações práticas da importância do conhecimento das células de concentração. Faça desenho da célula. Use Debye-Huckel para calcular o coeficiente de atividade (gama) do Cu2+ a 0,001M e determinar o gama do Cu2+ a 1M, 0,1M e 0,01M.


6. Fontes Químicas de Corrente – Acumulador de Chumbo/Ácido1. Objetivos Determinar a fem da bateria chumbo/ácido. Comparar a fem medida com a calculada a partir de dados da literatura.2. InstrumentalOs seguintes materiais serão empregados: Ânodo de chumbo em placa; Cátodo de dióxido de chumbo em placa perfurada; Solução de ácido sulfúrico 32% em peso; Separador poroso de PVC; Fonte de alimentação de corrente contínua; Voltímetro.3. Procedimento 1 – Medir a femEncher os compartimentos com a solução de H2SO4 e mergulhar os eletrodos. Usar o separador poroso de PVC. Conectar os eletrodos e medir a fem usando o voltímetro.4. Procedimento 2 – Carregar a célula chumbo/ácidoNa montagem anterior, aplicar a fonte de alimentação de corrente contínua. Manter a tensão ânodo-cátodo em 2,2 V.5. DiscussãoUma célula do acumulador chumbo/ácido, quando carregada, pode ser representada esquematicamente por

(–)Pb | PbSO4(s) | H2SO4(32-34%) | PbO2,Pb(+)

Em funcionamento, a reação no eletrodo negativo é: Pb + SO42– PbSO4(s)+ 2e– E° = –0,352 V

e no eletrodo positivo: PbO2(s) + 4H+ + SO42– + 2e– PbSO4(s)+ 2H2O E° = +1,685 V

Escrever a reação global e calcular a fem padrão da célula. Calcular ainda a fem da célula na concentração utilizada, empregando dados de , atividades dos componentes da solução e outros dados termodinâmicos. Para a solução de H2SO4 27,3% (3,83 mol/kg), tem-se = 0,165. = P/P° = 0,7, em que P é a pressão de vapor da água saturada da solução e P° é a pressão de vapor da água pura.Observação: No processo de descarga do acumulador diminui a concentração de H2SO4, e durante a carga a solução volta a ficar mais concentrada.

ELETROQUÍMICA - ROTEIRO PARA AULA PRÁTICA 77. Potenciometria6. Objetivo- Determinar a fem de uma célula galvânica empregando eletrodos de referência.- Comparar o potencial da célula com o potencial padrão tabelado

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7. Metodologia Instrumental: Os seguintes materiais serão empregados: Eletrodos de referência de calomelano saturado, Ag | AgCl | KCl(sat.), e de Hg | Hg2SO4 | H2SO4(1 M); Milivoltímetro de alta impedância; 3 Béqueres de 100 mL; Soluções de CuSO4 1 M, ZnSO4 1 M, NiSO4 1 M e Pb(NO3)2 1 M; Eletrodos de cobre, zinco, níquel e chumbo.Procedimento: Montar a célula enchendo um béquer de 100 mL com a solução de CuSO4 1 M. Mergulhar o eletrodo de cobre na solução de CuSO4. Conectar o eletrodo de cobre e o eletrodo de referência aos terminais do milivoltímetro de alta impedância e medir a fem, o mais rapidamente possível. Anotar na Tabela . Anotar também a temperatura. Repetir o procedimento para o zinco, níquel e chumbo com as soluções de seus respectivos sais.Tabela seq num_tit1 \c 0.

E°(V) E°(V)Referência Cu Zn

Calomelano sat.

Ag | AgCl | KCl

Hg | Hg2SO4

Temperatura/°C –

8. DiscussãoCalcular os potenciais padrões e comparar com os valores tabelados na literatura. Calcular G° e H° para as

respectivas reações eletroquímicas dos eletrodos usados.


8. Eletrólise de uma solução de cloreto de sódio1.ObjetivoDemonstrar o transporte de íons por efeito combinado do campo elétrico (migração) e o efeito seletivo de uma membrana. Como resultado do transporte iônico seletivo e a produção de hidróxido de sódio e gás cloro.

2. Instrumental• Uma célula com dois compartimentos dividido por uma membrana seletiva catiônica.• Um eletrodo de titânio platinizado• Um eletrodo de aço inoxidável• Uma fonte de alimentação regulável de 0-5A e 0-25V• Um voltímetro para medir a voltagem da célula• Um amperímetro para medir a intensidade de corrente

3 ProcedimentoAdicionar uma solução aquosa de 35% em peso de cloreto de sódio em um compartimento da célula.,colocar imerso o eletrodo de Ti/Pt . Logo adicionar água destilada no outro compartimento e deixar imerso o eletrodo de aço inoxidável. Aplicar uma diferença de potencial de 20V para iniciar a eletrólise. Tomar nota dos fenômenos que acontecem na superfície dos eletrodos observando o amperímetro. Adicionar gotas do indicador fenoftaleina em cada compartimento e observar o que acontece.

4 Discussão• Escrever as reações eletroquímicas em ambos eletrodos• Escrever a equação da voltagem total da célula incluindo termos da tensão da célula termodinâmica, das sobretensôes anódica e catódica, as quedas de potencial na célula e no circuito.• Escrever as 3 tecnologias eletroquímicas para obtenção de soda caustica.

ELETROQUÍMICA - ROTEIRO PARA AULA PRÁTICA 99. Cinética Eletroquímica – Sobretensão Catódica e Anódica1. Objetivo Medir a sobretensão catódica em função da corrente e plotar gráfico I(A) vs. E(V). Medir a sobretensão anódica em função da corrente e plotar gráfico I(A) vs. E(V). Ordenar os eletrodos em função da sobretensão catódica.

2. Metodologia2.1 Instrumental. Os seguintes materiais serão empregados:

Eletrodos de trabalho de diversos metais: aço-doce, chumbo, cobre e platina. Eletrodo auxiliar de titânio platinizado. Eletrodo de referencia Hg/Hg2SO4/1M H2SO4 . Solução eletrolítica aquosa de 0,5M H2SO4 . Célula com três eletrodos: de trabalho, auxiliar e referência. Membrana de nafion que só permite passagem de cátions. Potenciostato (Fonte de potência regulável). Voltímetro e Amperímetro

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2.2 ProcedimentoMontar a célula e: 1) aplicar potencial negativo no eletrodo de trabalho. Medir a sobretensão por transferência de carga catódica em função da corrente aplicada através da célula. Observar a produção de gases devido à eletrólise da água. 2) Aplicar potencial positivo no eletrodo de trabalho e medir a sobretensão por transferência de carga anódica em função da corrente aplicada através da célula. 3 a 5) Repetir o procedimento (1) para outros eletrodos de trabalho. Preencher a Tabela 1.Tabela 1 – Potencial de sobretensão de eletrodos catódicos e anódicos em função da corrente que atravessa a célula.Eletrodos: Aço doce Catodo, Aço doce Anodo, Chumbo Catodo, Cobre Catodo, Platina CatodoCorrente I (mA)

1) Aço doceCatodo E (V)

0 (equil.)

3 Discussão e Questões. Discutir o experimentos, seguindo os passos:1. Para o procedimento 1:i) Fazer desenho esquemático da célula, incluindo eletrodo de referencia; ii) Escrever o diagrama da célula (anodo, eletrólito e catodo); iii) Plotar o gráfico I vs. E, escrevendo o nome de cada uma destas variáveis; iv) Indicar onde ocorre formação de hidrogênio e o sinal elétrico2. Para o procedimento 2:i) Escrever o diagrama da célula (anodo, eletrólito e catodo); ii) Plotar o I vs. E, no mesmo gráfico do procedimento 1; iii) Indicar onde ocorre formação de hidrogênio e o sinal elétrico; iv) Ordenar em ordem crescente de potencial de sobretensão os eletrodos de trabalho testados. Quanto menor a sobretensão, maior a atividade eletrocatalítica para produção de gases da eletrólise da água. Neste caso qual o melhor eletrodo para um processo eletrolítico, que possui maior atividade?

ELETROQUÍMICA - ROTEIRO PARA AULA PRÁTICA 1010. Cinética Eletroquímica – Corrente Limite1. Objetivo- Medir a corrente limite que indica o processo eletrolítico controlado pela transferência de massa (difusão no filme líquido).- Observar as etapas controladoras da cinética eletroquímica em função da tensão aplicada.2. Metodologia2.1 Instrumental. Os seguintes materiais serão empregados:Eletrodos de trabalho e auxiliar de cobre. Eletrodo de referencia Hg/Hg2SO4/1M H2SO4. Solução eletrolítica diluída de Cu2+ com eletrólito suporte de ácido sulfúrico. Célula com três eletrodos: de trabalho, auxiliar e referência. Potenciostato (Fonte de potência regulável). Voltímetro e Amperímetro.2.2 ProcedimentoMontar a célula e aplicar potencial negativo no eletrodo de trabalho. Medir a sobretensão por transferência de carga catódica em função da corrente aplicada através da célula. Preencher a Tabela 1.

Tabela 1 – Potencial de sobretensão de eletrodos catódicos em função da corrente que atravessa a célula.Corrente I (mA) 0 (equil.)CobreCatodo E (V)3 Discussão e QuestõesDiscutir o experimentos, seguindo os passos:1. Fazer desenho esquemático da célula, incluindo eletrodo de referencia2. Escrever o diagrama da célula (anodo, eletrólito e catodo)3. Plotar o gráfico I vs. E, escrevendo o nome de cada uma destas variáveis4. No gráfico, determinar os regimes cinéticos5. Determinar a corrente limite que indica o processo eletrolítico controlado pela transferência de massa (difusão no filme líquido)6. O que significa processo controlado pela transferência de cargas iônicas7. O que significa processo controlado pela transferência de cargas iônicas8. O que significa processo controlado pela transferência de massa

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