UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO-UEMACENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC

DEPARTAMENTO DE BIOLOGIA E QUÍMICADISCIPLINA: ELETROQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA

PROF: FRANCISCO ALBERTO ALENCAR MIRANDA

RELATÓRIOAULA PRÁTICA ELETROLISE DA ÁGUA

Caxias – MA2010

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO-UEMACENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS – CESC

DEPARTAMENTO DE BIOLOGIA E QUÍMICADISCIPLINA: ELETROQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA

PROF: FRANCISCO ALBERTO ALENCAR MIRANDA

RELATÓRIOAULA PRÁTICA ELETROLISE DA ÁGUA

Roberto Pereira da Silva

Caxias – MA2010

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SUMÁRIO1. INTRODUÇÃO.................................................................................................................4

2. OBJETIVO.........................................................................................................................5

3. MATERIAIS E MÉTODOS.............................................................................................5

3.1. MATERIAIS..................................................................................................................5

3.2. PARTE EXPERIMENTAL...........................................................................................5

4. QUESTIONÁRIO..............................................................................................................6

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES.....................................................................................7

6. CONCLUSÃO.......................................................................................................................7

6. BIBLIOGRAFIA...............................................................................................................8

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ELETRÓLISE DA ÁGUA

1. INTRODUÇÃO

Em uma célula eletrolítica, ocorre um processo chamado eletrólise, no qual a passagem de eletricidade através da solução fornece energia suficiente para promover, desse modo, uma reação não-espontânea de oxirredução (BRADY, 1986).

A decomposição da água ocorre quando efetuamos a quebra das ligações entre os átomos de hidrogênio e oxigênio. As reações químicas que ocorrem nos eletrodos durante a condução eletrolítica constituem a eletrólise. Sendo que a redução sempre ocorre no cátodo e oxidação sempre ocorre no ânodo (BRADY, 1986).

Michael Faraday demonstrou, em seus trabalhos sobre eletrólise, a existência de uma estreita relação entre matéria e a eletricidade. O que foi evidenciado por William Nicholson e Anthony Carlisle ao realizarem a decomposição da água nos gases hidrogênio e oxigênio por eletrólise. Os trabalhos de Faraday também indicavam que a eletricidade era constituída por partículas materiais, o que foi confirmado quando se provou a capacidade dos gases de conduzir corrente elétrica.

Algumas reações químicas ocorrem apenas quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade quando ocorrem. A eletrólise da água ocorre quando passamos urna corrente contínua por ela, desde que a tornemos condutora, pois a água pura não conduz corrente elétrica.

Usualmente as eletrólises são realizadas aplicando-se uma tensão a um par de eletrodos inertes imersos em um líquido. A decomposição da água ocorre quando efetuamos a quebra das ligações entre átomos de hidrogênio e oxigênio (RUSSEL, 1992).

Quando a molécula é decomposta na eletrólise, os átomos livres procuram reagir novamente para formar novas moléculas. Assim se quebrarmos as ligações químicas de duas moléculas de água, poderemos formar duas novas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio que são os gases que, quando reagem entre si, irão formar a água. Esta reação também será feita nesta experiência.

A reação entre o hidrogênio e o oxigênio ocorre com um grande desprendimento de energia, que pode ser novamente convertida em energia elétrica ou simplesmente em energia térmica, como numa grande explosão. Um bom exemplo de como utilizar estas duas formas de energia é o funcionamento de um ônibus espacial.

2H2 + O2 2 H2O + energia Ligações Químicas

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OHH

H H + H H H2

O O O2O

Os ônibus espaciais utilizam os gases H2 e O2 como combustível para as viagens espaciais e também para a. geração de energia elétrica para o funcionamente de todos os equipamentos, uma vez que carregar baterias se torna inviável devido ao excesso de

Sistemas que geram energia elétrica (como no ônibus espacial), provenientes de reações químicas são chamados sistemas eletroquímicos. Observe que se existem reações que “produzem" energia elétrica e outras que "consomem", então podemos preparar sistemas onde a energia gerada por uma reação irá promover outra reação química.

2. OBJETIVO

-Promover a quebra de moléculas de água em seus átomos: Hidrogênio (H) e Oxigênio (O). - captação dos gases resultantes - hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) - no interior das ampolas.

3. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1. MATERIAIS 1 conjunto de eletrólise (sistema para eletrolise); 2 grampos; 1 bateria; 1 tubo de ensaio;

3.2. PARTE EXPERIMENTAL Ao receber o sistema para realizar a eletrólise, retirou-se a rolha. Em seguida encheu-se o sistema com uma solução de hidróxido de sódio 0,15N.

Observaram-se bem as instruções, e os procedimentos abaixo foram tomados para que o experimento desse certo.

Não deixou-se a solução cobrir as seringas totalmente. Colocou-se a solução até o nível indicado no desenho;

Colocou-se o eletrólito (hidróxido de sódio), e observou-se com cautela que as mangueiras estavam desobstruídas (sem os grampos);

Após encher o recipiente até o nível indicado pela figura, colocaram-se os grampos nas mangueiras;

Sistema de Eletrólise

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Em momento algum do experimento utilizou-ser a rolha. Ela serviu somente para tampar o

orifício no centro da tampa após o final da experiência, quando recolheu-se a solução;

Ligou-se os fios à bateria e observou-se o que aconteceu: Manteve-se os eletrodos ligados à bateria, até que uma das ampolas ficasse totalmente

cheia de gás.

Observou-se na bateria os pólos positivo e negativo marcados. Acompanhou-se o caminho de cada fio que parte desses pólos e chega à ampola.

Retirou-se o grampo da mangueira contendo o gás 'hidrogênio, e recolheu-os em um tubo de ensaio. Repetiu-se este mesmo procedimento com o gás oxigênio. Em seguida aproximou-se um fósforo aceso da boca do tubo, conforme o esquema.

Figura demonstrando com deve se proceder após término da eletrolise de água.

4. QUESTIONÁRIO

4.1 O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema?

RESPOSTA: Desprendimento de gás hidrogênio (H2(g)) e gás oxigênio (O2(g)), da água que foram acumulados nas ampolas dos eletrodos do sistema.

4.2. Como os volumes de gases variam na ampola?

RESPOSTA: os volumes variaram em uma proporção de 1:2 em volume de gás oxigênio haveria e de gás hidrogênio, respectivamente.

4.3. Qual eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior volume de gás?

RESPOSTA: Fio o eletrodo negativo, o que possuía gás hidrogênio.

4.4. No eletrodo, positivo temos o gás oxigênio (O2(g)) e no eletrodo negativo temos o gás hidrogênio(H2(g)).

5.5. Explique o que ocorreu.

RESPOSTA: Ocorreu aí a quebra da molécula de água (H2O), por uma corrente elétrica havendo desprendimento de gás hidrogênio e gás oxigênio.

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6. A eletricidade gerada na pilha provém de uma reação química?

RESPOSTA: Sim, são reações classificadas com reações de oxirredução.

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Ainda durante a realização do procedimento experimental, já era possível notar a formação de dois gases, um em cada eletrodo da aparelhagem utilizada no experimento.

A corrente elétrica foi conduzida pela solução devido à presença do hidróxido de sódio (eletrólito), uma vez que a água pura não conduz eletricidade.

Após a realização de todo o procedimento experimental, verificou-se o volume dos dois gases formados com o processo de eletrólise. Observou-se também que quanto maior for a intensidade da corrente elétrica que passar pela solução, mais rápido ocorre a decomposição da substância envolvida no processo eletrólise. Com uma bateria de 9 V, a reação é muito lenta, enquanto que com uma corrente elétrica de fluxo continuo, e o adaptador de corrente de 12 V, reação se processou de maneira mais acelerada.

A formação dos gases era notada através da redução de volume da solução contida no interior dos tubos do aparelho. Pois a partir do momento que a corrente elétrica passa através da solução ocasiona a quebra das ligações entre Hidrogênio e Oxigênio que formam a molécula de H2O, dando origem aos respectivos gases.

No tubo do eletrodo negativo ocorreu a formação de um maior volume de gás em curto período de tempo em relação ao eletrodo positivo. Isso já era de se esperar, tendo em vista que as moléculas de água são constituídas por Hidrogênio e Oxigênio em uma proporção de 2:1. Assim, o volume de gás no eletrodo positivo (H2) deve ser o dobro do volume de gás no eletrodo negativo (O2). E essa é uma maneira de distinguir os dois gases, pois sabendo a proporção em que esses dois gases se unem para formar a molécula de água, basta associar essa proporção aos volumes de gases obtidos.

Outra maneira de provar obtenção dos gases H2 e O2 no experimento é través do teste de chama, como foi feito no decorrer da atividade. Esse teste consiste em colocar o gás em um tubo de ensaio e o expor a chama. Durante a atividade notou-se que quando o tubo de ensaio que continha o gás hidrogênio se aproximou da chama, ocorreu a combustão do gás, uma vez que o gás hidrogênio é altamente explosivo.Já no tubo de ensaio que continha o gás oxigênio ocorreu apenas a intensificação da chama, já que o oxigênio é um excelente comburente..

6. CONCLUSÃO

Com todos os procedimentos mencionados anteriormente e resultados obtidos, pode-se evidenciar que por meio da passagem de uma corrente elétrica através de uma solução eletrolítica, seja por sua própria natureza ou por adição de um eletrólito, é possível fazer com

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que reações não - espontâneas aconteçam. Pois, como prova, foi visto claramente decomposição da água (H2O), que é uma reação não – espontânea, em seus respectivos constituintes, os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2).

Verificou-se, também, a grande importância de uma corrente continua para que

a eletrólise seja eficiente.

Outro fator de grande importância é que a partir desse experimento pode-se notar,

visualmente, a estequiometria da reação. Pois o H2 obtido apresenta o dobro do volume em

relação ao O2, conforme a proporção desses elementos na molécula de H2O.

7. BIBLIOGRAFIA

BRADY,J.E; HUMISTON, G.E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1986, v. 2. RUSSEL, J. B., Química Geral, 2 ed, Makron Books do Brasil: Rio de Janeiro 1992, v. 2.

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