Células eletrolíticas

Células eletrolíticas

What is the role of the anode and cathode in an electrolytic cell?

How does electroplating work in this experiment?

What does the Faraday constant represent in electrochemistry calculations?

How do you calculate the total charge transferred during electroplating?

Why must the copper electrode and brass key be polished before the experiment?

What is the relationship between moles of electrons transferred and moles of copper plated?

How should you handle the current data if it drops to zero during electroplating?

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Tabela 1: Moles de transferidos

Tabela 2: Mols de elétrons transferidos

In an electrolytic cell, the anode is oxidized by the power source, releasing ions that travel through the solution to the cathode. At the cathode, these ions are reduced and plated onto the surface. The copper anode oxidizes to produce copper(2+) ions, which are then reduced and deposited as solid copper on the brass cathode.

Electroplating occurs when copper(2+) ions from the copper anode migrate through the copper sulfate solution and are reduced at the brass cathode, forming a thin layer of solid copper. The power source drives this nonspontaneous redox reaction, transferring electrons that reduce the ions into metal plating on the cathode surface.

The Faraday constant represents the magnitude of electric charge per mole of electrons, calculated by multiplying the charge of an electron by Avogadro's constant. It is used to convert total charge transferred in coulombs into moles of electrons, enabling calculation of moles of metal plated during electroplating.

Total charge is calculated using the equation Q = I × t, where Q is charge in coulombs, I is average current in amperes, and t is time in seconds. The current probe measures current over time, and averaging these values allows you to determine the total charge transferred throughout the electroplating process.

Polishing with emery paper removes surface oxidation and contaminants from both the copper electrode and brass key, ensuring clean electrode surfaces. This preparation improves electrical contact and allows accurate measurement of mass changes during electroplating, since only the intended copper deposition is measured.

The reduction of one mole of copper(2+) ions requires two moles of electrons to produce one mole of solid copper. By calculating moles of electrons from total charge using the Faraday constant, you can predict the expected moles of copper plated and verify this matches the measured mass change of the cathode.

If current drops to zero or near zero during a trial, electrons have stopped flowing and the plating process has halted. Only use current values recorded before the drop occurs when calculating average current and total charge. If current drops early, repeat the trial to ensure sufficient electroplating occurs.

Conceitos Preparação do instrutor Protocolo do estudante

0 vistas02:52 min

As reações eletroquímicas são vitais para muitos processos na tecnologia e no corpo humano e envolvem a transferência de elétrons de uma espécie química para outra. Essas reações são chamadas de reações de redução-oxidação ou reações redox.

Quando uma espécie perde elétrons, ela sofre oxidação, e dizemos que está oxidada. Quando uma espécie ganha elétrons, ela sofreu redução, e dizemos que está reduzida. Em uma célula galvânica eletroquímica, ocorrem espontaneamente reações redox, que geram energia elétrica. No entanto, em uma célula eletrolítica, a energia elétrica é aplicada, o que faz com que as reações redox ocorram.

Uma célula eletrolítica consiste na solução de reação chamada eletrólito, que contém qualquer espécie química que seja oxidada ou reduzida, bem como íons necessários para permitir o fluxo de elétrons. A célula eletrolítica possui dois eletrodos metálicos que são imersos na solução eletrolítica. Um circuito externo conecta os dois eletrodos, que completa o circuito e nos permite aplicar tensão ou corrente.

A corrente ou tensão aplicada é o que faz com que a reação eletroquímica ocorra. A semi-reação de oxidação ocorre no ânodo e a semi-reação de redução ocorre no cátodo. Para ajudá-lo a diferenciar entre os dois, lembre-se da frase 'gato vermelho', que significa 'redução no cátodo'.

Mas como determinamos qual eletrodo é qual? Podemos usar o potencial de redução padrão dos eletrodos de metal, que é uma medida da tendência do metal de perder elétrons. Quanto maior o potencial de redução, maior a probabilidade de o metal ser reduzido.

Digamos que colocamos um eletrodo de prata e um eletrodo de cobre em uma célula eletrolítica e aplicamos corrente. O eletrodo de prata tem um potencial de redução maior, por isso é reduzido e atua como cátodo. O eletrodo de cobre tem um potencial de redução menor, por isso é oxidado e atua como ânodo.

Um uso das células eletrolíticas é realizar galvanoplastia, que é uma reação em que um metal é oxidado e depois reduzido na superfície de outro metal. Como o ânodo é o metal que faz o revestimento, em nosso exemplo de prata e cobre, o eletrodo de prata é revestido com uma fina camada de cobre.

Neste laboratório, você montará uma célula eletrolítica e executará o processo de galvanoplastia revestindo uma chave de latão com cobre.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Fonte: Smaa Koraym na Universidade Johns Hopkins, MD, EUA

Células eletrolíticas
Neste experimento, você montará uma célula eletrolítica para realizar galvanoplastia. Uma célula eletrolítica contém um ânodo e um cátodo conectados por uma fonte de energia, que impulsiona a reação redox não espontânea na célula. Quando o material do ânodo é oxidado, os íons viajam para o cátodo, onde são reduzidos e revestidos.

No caso deste experimento, a célula eletrolítica contém um ânodo de cobre e uma chave de latão para o cátodo. A oxidação do ânodo cria íons de cobre (2+), que são então reduzidos na chave de latão, formando um fino revestimento de cobre sólido.
- Coloque luvas, óculos de segurança e um avental de laboratório, que deve ser usado o tempo todo.
- Obtenha um resistor de 10 ohms, um eletrodo de folha de cobre, um fio de cobre e um pedaço de lixa.
- Use a lixa para polir a chave de latão e a folha de cobre. Enxágue a chave e o eletrodo de cobre com água. A chave de latão será o cátodo e a folha de cobre será o ânodo.
- Leve um copo de 50 mL e um vidro de relógio ao capô do instrutor e obtenha aproximadamente 20 mL de acetona. Coloque o vidro do relógio em cima do copo para evitar a evaporação e traga-o de volta para a bancada.
- Rotule o outro copo de 50 mL como 'resíduo orgânico'.
- Use uma pipeta descartável para enxaguar o eletrodo de cobre e chavear com acetona. Recolha o excesso no copo de resíduos. Coloque a chave e o eletrodo de cobre em uma toalha de papel para secar.
- Meça as massas iniciais da chave e do eletrodo de cobre e registre seus valores em seu caderno de laboratório.
  Tabela 1: Moles de transferidos
  
  Massa da chave (g) Mudança na massa (g) Moles chapeado Massa do eletrodo de (g) Mudança na massa (g) Moles perdido
  0 min
  5 min
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Clique aqui para baixar a Tabela 1
- Configure a célula eletrolítica. Use um fio elétrico com garras jacaré para conectar o terminal negativo da bateria à sonda de corrente. Enrole o resistor de 10 ohms ao redor da outra extremidade da sonda de corrente.
- Use outro fio para conectar o terminal positivo da bateria ao eletrodo de cobre.
- Enrole o fio de cobre ao redor da chave de latão e use um fio elétrico para conectar o resistor da sonda de corrente ao fio de cobre da chave de latão.
- Obtenha cerca de 200 mL de sulfato de cobre concentrado em um béquer de 250 mL. O valor não precisa ser exato. Traga o copo de volta para a bancada e coloque-o na placa de agitação. Com cuidado, coloque uma barra de agitação magnética no copo e ligue a configuração de agitação para o máximo.
- Conecte o sistema de aquisição de dados à sonda atual e permita que o sistema de aquisição de dados detecte a sonda. Deve retornar uma leitura em amperes. Altere a taxa para duas varreduras por minuto e a duração para 5 min.
- Coloque a chave de latão no copo. Pendure-o na lateral do copo de modo que a chave fique quase completamente submersa, mas não toque na barra de agitação magnética. nota: O fio de cobre não deve estar na solução.
- Coloque o eletrodo de cobre no béquer, dobrando-o de forma que fique pendurado na borda do béquer. Certifique-se de que não está tocando na barra de agitação ou na chave de latão.
- Inicie a varredura e deixe-a coletar dados por 5 min. Isso funcionará como um teste para garantir que o revestimento ocorra na chave de latão.
- Após o término da varredura, remova a chave e o eletrodo de cobre. O revestimento de cobre na chave de latão deve ser evidente. Se não estiver visível, verifique seu circuito para certificar-se de que a bateria esteja conectada na orientação correta.
- Depois de concluir um revestimento de 5 minutos bem-sucedido, desconecte a chave e o eletrodo de cobre da fiação. Remova o fio de cobre da chave e enxágue a chave e o eletrodo de cobre com água e acetona. Coloque-os sobre uma toalha de papel para secar.
- Meça as massas da chave e do eletrodo de cobre e registre-as em seu caderno de laboratório.
- Reconecte a chave e o eletrodo de cobre e coloque-os de volta na solução como antes. Reinicie a execução no sistema de aquisição de dados, certificando-se de que a taxa esteja definida como duas varreduras por minuto. Com a duração definida para 30 min, deixe o processo de galvanoplastia ser executado.
- Após a conclusão da varredura, remova o eletrodo e a chave da solução, desconecte-os dos fios e enxágue-os com água e acetona. Deixe-os secar em uma toalha de papel, pese-os e registre suas massas em seu caderno.
- Remonte a configuração e repita a galvanoplastia para um segundo teste de 30 minutos. Quando a varredura estiver concluída, remova a chave e o eletrodo de cobre, enxágue-os como antes e registre sua massa.
- Salve os dados gravados como um arquivo de texto em uma unidade flash.
- Para limpar, desligue a configuração de agitação e remova a barra de agitação da solução usando uma pinça. Descarte a acetona no recipiente de lixo orgânico fornecido pelo seu instrutor. A solução de sulfato de cobre pode ser reutilizada para laboratórios futuros, então despeje o sulfato de cobre concentrado de volta no garrafão.
- Enxágue todos os seus copos com água e devolva-os ao instrutor.
Results
- Primeiro, calcule a carga total Q que fluiu pelo sistema durante os diferentes testes. Um coulomb é a quantidade de eletricidade que flui através de um fio que transporta 1 ampere de corrente em 1 s, portanto, Q = I x t.
- Revise os dados atuais da sonda para o primeiro teste de galvanoplastia de 5 minutos. nota: Se a corrente caísse para 0 ou perto de 0 no final do teste, os elétrons parariam de fluir do eletrodo de cobre para a chave. Use apenas os valores registrados antes da queda na corrente. Se a corrente cair para 0 no início do processo de galvanização, repita o teste.
- A corrente varia ao longo do tempo, então calcule a corrente média, I.
  Tabela 2: Mols de elétrons transferidos
  
  Teste Tempo(s) _Média atual (A) Carga total (C) Moles (e?)
  5 min
  1^st 30 min
  2^nd 30 min
  Total
  Clique aqui para baixar a Tabela 2
- Use a corrente média ao longo do tempo total para determinar a carga total transferida durante a galvanoplastia, Q. Cerca de 20 coulombs foram transferidos durante o teste de 5 minutos, e entre 110 e 120 coulombs foram transferidos durante cada teste de 30 minutos. A carga total transferida durante todo o processo de galvanoplastia de 65 minutos foi de cerca de 250 coulombs.
- Use a carga total transferida para calcular os moles de elétrons revestidos durante cada tentativa. Os moles dos elétrons revestidos são iguais à carga total transferida dividida pela constante de Faraday. A constante de Faraday representa a magnitude da carga elétrica por mol de elétrons e é determinada multiplicando a carga de um elétron pela constante de Avogadro.
- Determine os moles de elétrons que foram transferidos para os testes de 5 e 30 minutos.
- Calcule os moles de cobre que foram revestidos na chave após cada tentativa. Da mesma forma, determine os moles de cobre perdidos do eletrodo da folha de cobre.
- Compare os moles de cobre que foram perdidos do eletrodo com a quantidade que foi revestida na chave de latão. Os números devem estar próximos.
- Verifique se esses valores correspondem ao esperado com base no número de moles de elétrons que foram transferidos. A redução de 1 mol de íons de cobre (2+) requer 2 moles de elétrons para produzir 1 mol de cobre sólido.

C lula Eletrol tica

Processo de Galvanoplastia

Anodo de Cobre

Catodo de Lat o

Teste	Tempo(s)	_Média atual (A)	Carga total (C)	Moles (e?)
5 min
1^st 30 min
2^nd 30 min
Total

Massa da chave (g)

Mudança na massa (g)

Moles chapeado

Massa do eletrodo de (g)

Mudança na massa (g)

Moles perdido

1^st 30 min

2^nd 30 min