Este documento descreve um experimento realizado por estudantes de química para determinar o número de Avogadro utilizando uma célula eletrolítica. O experimento variou parâmetros como tempo, corrente elétrica e massa de eletrodos de cobre. Os resultados obtidos forneceram valores para o número de Avogadro com erros entre 7-32%, confirmando a segunda lei de Faraday.

1. UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA
LABORATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO:
CÉLULA ELETROLÍTICA
PROFESSORA : CYNTHIA FRAGA SCOFIELD
DATA DE REALIZAÇÃO DA PRÁTICA: 24/10/2014
DATA DE ENTREGA DO RELATÓRIO: 07/11/2014
COMPONENTES DO GRUPO:
JÉSSICA FERREIRA COIMBRA,
SABRINA IANES BARRETO,
MARIANA DUARTE CRUZ.

2. 1. Introdução Teórica
No ramo da eletroquímica, dois tipos de células são estudadas: a célula
eletrolítica e a célula galvânica. A célula galvânica é um reator eletroquímico que
produz eletricidade, enquanto a célula eletrolítica é um reator eletroquímico que
consome eletricidade. Ambas as células são formadas inserindo-se dois eletrodos
(geralmente metálicos) em uma solução. Porém, na célula galvânica os eletrodos são
ligados por um condutor metálico, diferente da célula eletrolítica que utiliza uma
pilha conectada aos eletrodos para o fornecimento de corrente elétrica.
Faraday, importante cientista inglês, estudou o processo da eletrólise
considerando a relação entre os íons do eletrólito e a eletricidade fornecida por um
gerador, criando-se assim as leis de Faraday.
De acordo com 1ª lei de Faraday, a quantidade de produto formado num
eletrodo por eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela
solução:
m α I → m = k ∙ I ∙ t
onde k é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do
produto formado.
A 2ª lei de Faraday considera parâmetros como massa molar, número de
Avogadro (NA = 6,02 x 1023
), variação do nox e carga do elétron no cálculo de
quantificação da massa do produto formado pela eletrólise de acordo com a
seguinte fórmula:
m α → m =
onde M é a massa molar, Nav é o número de Avogadro, z é a variação do
nox, I é a intensidade da corrente elétrica, t é o tempo de eletrólise e q é a carga
do elétron.
Nesta prática, a partir da fórmula da 2ª lei de Faraday e, conhecendo os
demais parâmetros, determinou-se o número de Avogadro.

3. 2. Objetivos
Determinar o número de Avogadro e discutir as leis de Faraday, utilizando uma
célula eletrolítica.
3. Materiais e reagentes
3.1 - Materiais:
- 1 bécher de 250 mL;
- 1 dessecador;
- 6 eletrodos de cobre;
- 1 fonte retificadora de corrente;
- 2 vidros de relógio;
- 1 balança analítica de precisão 0,1 mg;
- 1 cronômetro.
3.2 - Reagentes:
- Sulfato de cobre pentahidratado;
- Ácido nítrico 1:1 ;
- Álcool;
- Ácido sulfúrico concentrado;
- Uréia;
- Água destilada.
4. Metodologia
Os eletrodos de cobre (figura1), já limpos, foram pesados e suas massas
anotadas (massa inicial). No bécher de 250 mL, colocou-se a solução eletrolítica
(previamente preparada). Feito isto, os eletrodos foram fixados nos devidos
polos e a fonte (figura 2) foi ligada e ajustada com a corrente necessária para

4. cada parte do experimento. O cronômetro foi acionado imediatamente após o
ajuste da corrente.
Figura 1 – Eletrodos antes da reação
Figura 2 – Solução eletrolítica e ligada à fonte
O experimento foi feito em três etapas, variando as condições segundo a
tabela abaixo (Tabela 1):
Tabela 1: Condições reacionais
Experiência Tempo (min) Corrente (mA)
1 10 100
2 20 100
3 10 200
Após o tempo necessário para cada experiência, os eletrodos foram
retirados da solução, rinsados com água destilada e em seguida, colocados na

5. estufa por aproximadamente 10 minutos. Posteriormente , estes eletrodos foram
colocados no dessecador (figura 3) até que sua temperatura se aproximasse da
temperatura ambiente e, por fim, suas massas foram medidas novamente (massa
após reação).
Figura 3 – Eletrodos , após reação, no dessecador
5. Resultados e discussão
Os resultados do experimento e seus parâmetros são apresentados abaixo, na
Tabela 2:
Tabela 2: Massas de cobre depositadas e consumidas obtidas experimentalmente
Experiência Eletrodo
Tempo
(min)
Intensidade da
corrente (mA)
Massa
inicial (g)
Massa após
consumo (g) ∆m (g)
1
Anodo
10 100
3,8368 3,8184 0,0184
Catodo 3,2607 3,2775 0,0168
2
Anodo
20 100
3,3132 3,2798 0,0334
Catodo 3,5644 3,5982 0,0338
3
Anodo
10 200
2,6990 2,6405 0,0585
Catodo 3,1511 3,1873 0,0362

6. - Cálculo do número de Avogadro :
O número de Avogrado foi obtido para cada experimento de acordo com a
relação mostrada abaixo, e os resultados estão expostos na Tabela 3:
Nav =
Tabela 3: Cálculo do número de Avogadro para cada variação de massa
Experiência Eletrodo Nº de Avogadro (mol-1
) Erro (%)
1
Anodo 6,47 ∙ 1023
7,52 %
Catodo 7,09 ∙ 1023
17,76 %
2
Anodo 7,13 ∙ 1023
18,47 %
Catodo 7,05 ∙ 1023
17,07 %
3
Anodo 4,07 ∙ 1023
32,36 %
Catodo 6,58 ∙ 1023
9,31 %
O erro de cada resultado obtido foi calculado a partir da seguinte relação:
Erro (%) = x 100%
Considerando o valor teórico como: 6,02 ∙ 1023
mol-1
.

7. 6. Conclusões
O principal objetivo do experimento não foi alcançado com muito
sucesso, pois não foi possível determinar o número de Avogadro com a exatidão
desejada. Porém cabe ressaltar que todos os valores obtidos possuem a mesma
ordem de grandeza do valor teórico.
De uma maneira geral os erros experimentais podem variar desde
imprecisão na pesagem e mau funcionamento da estufa à erros de manuseio dos
eletrodos, que alteram as massas obtidas. É importante ressaltar que ao final da
execução da 3ª experiência, um dos eletrodos (anodo) caiu na solução e devido a
isso sua massa consumida teve o valor alterado. Podendo assim explicar o alto
erro encontrado (32,36%) na determinação do número de Avogadro desta etapa.
Por outro lado, foi possível comprovar com eficácia a relação fornecida
pela 2ª Lei de Faraday, visto que o aumento da corrente e do tempo fez a massa
consumida aumentar.
7. Bibliografia
Livro :
 ATKINS, P. W. (Peter William), 1940 –
Físico-química: volume 2 / Peter Atkins, Julio de Paula; tradução e revisão
técnica Edilson Clemente da Silva, Márcio José Estillac de Mello Cardoso,
Oswaldo Esteves Barcia. – Rio de Janeiro : LTC, 2012. Pág. 327-332.