Esse projeto será desenvolvido em parceria com um amigo que é professor de Física em uma escola pública na cidade de Teresópolis (RJ).
Nosso objetivo é montar um sistema “eficaz” para a geração eletroquímica de Cloro “em um contexto educacional”, ou seja, as etapas do projeto serão usadas como atividades didáticas em sala de aula.
Dica
Para entender os fundamentos teóricos de eletroquímica e eletrólise consulte respectivamente as seções: Eletroquímica e Eletrólise. E para entender os fundamentos da desinfecção química com cloro consulte a seção Condicionamento - Desinfecção Química com Cloro.
O sistema final deve ser acoplado a um sistema de injeção do cloro em água e descarte do hidrogênio produzido, com monitoramento simultâneo da concentração de “cloro livre”.
O gas cloro deve ser borbulhado na água para a desinfecção e precisamos de um sistema de monitoramento da concentração de cloro, pH e temperatura da água para monitorar a eficiência de desinfecção seguindo as condições indicadas na PORTARIA GM/MS Nº 888, DE 4 DE MAIO DE 2021.
Será necessário dispor de um circuito que permita variar o potencial aplicado e monitorar a corrente faradaica gerada, ou seja, um “potenciômetro”.
Mas além disso vamos precisar também um sistema de análise para “quantificar” a concentração de Cl2 dissolvido na água e dessa forma garantir a eficácia do tratamento.
A produção eletroquímica de Cl2 pode ser feita pela eletrólise de uma solução concentrada de NaCl, na qual o cloreto (Cl-) é oxidado no ânodo (+) liberando o gás Cl2 e o íon H+ é reduzido no cátodo (-) com a liberação do gás H2 como mostra a figura 152.
Figura 152. Sistema de Hoffmann para a produção eletrolítica de Cl2 a partir de salmoura. (Fonte: Describing & explaining electrolysis of sodium chloride solution
Para entender como se dá a competição entre a oxidação do OH-, com liberação de O2, e do cloreto (Cl-), com liberação de Cl2 podemos consultar o artigo Measurement of competition between oxygen evolution and chlorine evolution using rotating ring-disk electrode voltammetry.
Segundo esse artigo a produção eletrolítica de Cl2 costuma ser feita em meio ácido e concentrações de cloreto (Cl-) na faixa de 3-5M.
Etapas de desenvolvimento:
Montagem de uma cela eletrolítica aberta para demonstrar a eletrólise de água sem coleta de gases.
Montar circuito elétrico para aplicar o potencial e monitorar a corrente usando 2 multímetros.
Demonstrar os principais conceitos de uma eletrólise usando a eletrólise da água em cela aberta (sem coleta de gases) com o monitoramento da relação tensão (V) X corrente (I) ao longo do tempo.
Avaliar o efeito de diferentes tipos de eletrodos na velocidade (cinética) da reação de eletrólise pela curva tensão(V) X corrente(I).
Avaliar o efeito do pH da solução na velocidade (cinética) da reação de eletrólise pela curva tensão(V) X corrente(I).
Adicionar um indicador de pH para mostrar o acúmulo de H+ no ânodo(+) devido ao consumo de OH-, e o acúmulo de OH- no cátodo(-) devido ao consumo de H+.
Introduzir o uso do Arduino para “automatizar” o monitoramento da tensão e da corrente.
Montar uma cela eletrolítica “com coletor de gases” e observar as quantidades dos gases gerados (H2 + O2)
Fazer experimentos para identificar a correlação entre o consumo de corrente e o volume de gás produzido.
Introduzir o método colorimétrico de análise de cloro com o fotômetro.
Demonstrar a produção eletrolítica de cloro pela eletrólise de salmoura em HCl.
Estabelecer procedimento para quantificar a relação Cl2 O2 na mistura gasosa obtida no ânodo(+).
Referências
1-Thin-Layer Fuel Cell for Teaching and Classroom Demonstrations
In a typical run, ~40 μL of the electrolyte (~1.9 g table salt dissolved in 100 mL water) In unbuffered sodium chloride solutions, electrolysis favors the evolution of chlorine gas rather than oxygen (5). Chlorine evolution causes the solution adjacent to the anode to become acidic through partial hydrolysis and conversion to ClO- and H+ (6) as follows:
Cl2 + H2O ⇆ HClO + Cl- + H+
HClO ⇆ ClO- + H+
2-Water Electrolysis Accompanied by Side Reactions
Water electrolysis is used to teach important and fundamental concepts in chemistry. In practical water electrolysis experiments, it is difficult to achieve the ideal 2:1 ratio of hydrogen to oxygen. This work demonstrates an experimental setup comprising multiple water electrolysis cells connected in series to simultaneously visualize the effects of various electrode materials and electrolytes on water electrolysis. The volumes of oxygen were lower when using stainless steel and graphite anodes, which corrode in the electrolytes containing SO42- and NO3- anions, compared to those in the presence of the noncorroding Pt electrode. In addition, the volumes of hydrogen in the presence of NO3- anions, which are catalytically reduced on the cathodes of stainless steel and graphite, were remarkably lower than those obtained with the noncatalyzing Pt cathode. These phenomena are attributed to side reactions which consume portions of the electrons intended for water electrolysis. This demonstration can help students to realize that the experimental results of water electrolysis should be carefully interpreted as they may include a contribution from electrode side reactions.
The experimental setup enables simultaneous comparison of the gas volumes, which enables the recognition of various side reactions depending on the electrode material, polarity, and electrolyte ion.
3-Utilizing Unexpected Results in Water Electrolysis to Engage Students in Scientific Inquiry
Water electrolysis, a well-known and simple experiment, confirms that a water molecule comprises hydrogen and oxygen atoms. In this experiment, hydroxide or hydrogen ions generated from each electrode were identified using an indicator based on the assumption that electrodes, electrolytes, and indicators do not participate in the water electrolysis reaction. However, KNO3 , which is considered as an electrolyte that is nonreactive during water electrolysis when considering the tandard reduction potential, can affect electrolysis. Pencil graphite lectrodes, which are commonly used in student experiments because of their low cost and easy availability, and indicators used to identify the products of water electrolysis can also influence this reaction.
4-Reusing a Hard Drive Platter To Demonstrate Electrocatalysts for Hydrogen and Oxygen Evolution Reactions
In practical conditions, this electrochemical reaction is quite difficult to perform at this standard potential. 13 In fact, there is always an additional potential associated with this process, known as the overpotential. 12,13 This additional potential comes from the experimental conditions, such as mass transport, electrical resistance, and kinetics of charge transfer on the electrodes. 11
Optimization of free chlorine, electric and current efficiency in an electrochemical reactor for water disinfection purposes by RSM
5-The Chemistry of Swimming Pool Maintenance
Descreve os cálculos eletroquímicos.
Vamos montar o primeiro circuito como mostra a figura 153 que será usado para as medidas iniciais.
A fonte de alimentação “F” vai gerar o potencial necessário para a eletrólise.
A resistência variável “R1” está entre o polo positivo da fonte e um dos eletrodos, e serve para controlar o potencial aplicado na cela eletrolítica que será medido pelo voltímetro “V1”.
O resistor constante “R2” tem a função de proteger a fonte limitando a corrente máxima que circula pelo circuito evitando uma corrente maior do que a “potência” da fonte pode fornecer. E serve também como um “resistor shunt” para medir a corrente que está circulando pela cela eletrolítica com o uso do voltímetro “V1”.
Escolhemos como fonte um carregador usado de celular que possui uma saída CC de 5V com corrente máxima de 0,7 A, e portanto é uma fonte com potência de 3,5W.
Para garantir que a corrente não ultrapasse o valor de 0,7A (700 mA) deveríamos usar um resistor de 7,14 Ω conforme o cálculo descrito na figura 154 que será usado para as medidas iniciais.
Portanto vamos precisar de um resistor com resistência de “pelo menos” 7,14 Ω e potência de “pelo menos” 3,5 Watts.
Encontramos resistores de 5 Ω e potência de 5W e decidimos usar 2 desses resistores em série para obter uma resitência total de 10 Ω. Nesse caso a corrente máxima será de 0,5A (500 mA) devido à fórmula V=R×I.
Nota
Para obter uma resistência equivalente mais próxima de 7,14 Ω poderíamos usar dois resistores de 5 Ω em paralelo e um terceiro eletrodo de 5 Ω em série.
Lembrar que essas contas estão considerando uma fonte de alimentação de 5V com saída de até 0,7A, mas se for usada uma fonte com potência diferente temos que refazer os cálculos.
Não podemos falar de Cálculos Eletroquímicos sem citar o monumental trabalho do Físico Michael Faraday, que fez contribuições fundamentais para o Eletromagnetismo e Eletroquímica.
Faraday descobriu a equivalência entre a química e a eletricidade, a qual fornece a base para todas as técnicas eletroanalíticas. (Fonte: Laboratory Techniques in Electroanalytical Chemistry, Second Edition, Revised and Expanded, 1996, CRC Press)
Descobriu que a massa de uma substância (m) produzida ou consumida na superfície de um eletrodo é proporcional à carga elétrica (Q) que atravessa a solução: m ∝ Q . Essa relação descoberta ficou conhecida como Primeira Lei de Faraday (Equação 19).
Equação 19. Primeira Lei de Faraday
m ∝ Q ⇒ m/Q = k ⇒ m = k × Q
Onde:
m = massa da substância
k = constante de proporcionalidade
Q = carga elétrica
Faraday também descobriu que quando a mesma carga elétrica (Q) atravessa diferentes soluções contendo diferentes eletrólitos (ou moléculas), a massa (m) da substância produzida ou consumida é proporcional ao seu “Equivalente Químico” (E), (ou “Equivalente Eletroquímico”). Essa relação ficou conhecida como a “Segunda Lei de Faraday” (Equação 20).
Equação 20. Segunda Lei de Faraday
m1 / m2 = E1 / E2
Onde:
m1 = massa da substância 1
m2 = massa da substância 2
E1 = equivalente eletroquímico da substância 1
E2 = equivalente eletroquímico da substância 2
E o “Equivalente Eletroquímico” corresponde à “Massa Atômica” (A), ou “Massa Molecular” (M), dividida pela valência (ν) (Equação 21).
Equação 21. Equivalente Eletroqímico (E)
E = A (ou M) / ν
Onde:
E = equivalente eletroquímico da substância
A = massa atômica
M = massa molecular
ν = valência
Por exemplo, será necessário 1 mol de elétrons (e-) para reduzir 1 mol do cátion hidrogênio (H+).
https://www.hardwarecentral.net/single-post/2017/11/22/cap-05-os-componentes-resistor https://www.youtube.com/watch?v=b4X0wWfXr7o Fonte para eletrólise com corrente de até 1 A: https://www.newtoncbraga.com.br/index.php/projetos-educacionais/12645-eletrolise-art3026.html Dicas para o roteiro didático com simuladores: https://chemdemos.uoregon.edu/demos/Electrolysis-Active-Learning-Instructional-Sequence Perguntas para estimular reflexões nos alunos: De onde está vindo o gás que está sendo produzido? Os gases produzidos nos eletrodos são iguais ou diferentes? A água permanece a mesma ou está sendo modificada? Existe alguma relação entre o potencial aplicado (V) e a corrente (I)? Se sim, qual seria a relação entre o potencial aplicado (V) e a corrente(I)? Existe alguma relação entre a intensidade de corrente e a produção do(s) gás(gases)?Usar um LDR que será controlado por um sinal PWM de um Arduino associado a um filtro RC. (Ver simulações: no site http://sim.okawa-denshi.jp/en/PWMtool.php)
Selecionar pinos com frequência de PWM de 1000Hz (pinos 5 e 6), resistência de 500-1000 (Ω) e capacitor de 100μF.