Eletrólise

INTRODUÇÃO

            Com esta experiência, pretendemos obter um efeito artístico a partir da eletrólise de uma solução de sulfato de sódio consolidando os conhecimentos sobre a electroquímica, nomeadamente as reacões redox da água, os circuitos electrolíticos tendo por base as leis de Faraday.

            Além disso, desejamos dar a conhecer as aplicações da eletrólise no nosso quotidiano, como por exemplo a purificação e protecção de metais tornando-os resistentes à corrosão e o isolamento de algumas espécies químicas.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Galvanoplastia e anodização

            Galvanoplastia

O ato de recobrir uma superfície de metal com uma camada fina de outro metal é conhecido como galvanização. Esse processo é geralmente usado a fim de melhorar a aparência da peça, aumentar a sua durabilidade, garantir ao material maior espessura, condutividade, lubrificação e torná-la mais resistente à corrosão. O objeto que vai receber o banho faz o papel do cátodo, o pedaço que vai recobri-lo é o ânodo e o eletrólito contém um composto desse metal.

Por exemplo:

®    Se uma placa de aço deve receber uma camada de estanho, este será usado como ânodo e uma solução de sulfato de estanho será usada como eletrólito.

®    Quando a corrente elétrica é ligada, os iões positivos de estanho migram através da solução até o aço, formando uma camada de estanho na sua superfície. É o processo no qual uma peça metálica, recebe o revestimento de outro metal, através da eletrólise aquosa de um sal.

Esse também é o processo que permite revestir anéis com uma camada de ouro e faqueiros com uma camada de prata. O ferro galvanizado consiste no ferro que recebeu uma camada superficial de zinco por eletrólise.

Anodização

A anodização é uma forma de resguardar certos metais contra a corrosão, é a formação de uma camada protetora superficial de um óxido do próprio metal. Um processo de anodização bastante conhecido é o caso do alumínio.

Eletrólise

Eletrólise é o processo químico no qual uma reação de oxidação-redução é provocada pela corrente elétrica de forma não espontânea. A reação redox é aquela em que há transferência de eletrões entre os átomos do sistema.

A eletrólise é muito utilizada na indústria, pois por meio dela é possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos processos de produção, como o alumínio (Al), o sódio (Na), o magnésio (Mg), o potássio (K), o ferro metálico (Fe₂), o gás cloro (Cl₂), o hidróxido de sódio (NaOH), etc. Além disso, também é um processo que purifica e protege (revestimento) vários metais.

Exemplo:

Para compreender melhor como funciona o processo de eletrólise, vamos analisar uma reação muito comum:

NaCl ® Na⁺ + Cl^-

®    Sabemos que esta é uma reação espontânea, ou seja, não precisa de uma interferência externa para ocorrer. Naturalmente, o sódio, por ser um metal, tende a ceder eletrões, (reação de oxidação), enquanto o cloro, por ser não metal, tende a receber eletrões, (reação de redução). Por outro lado, se quisermos que ocorra o inverso disso, isto é, que o sódio receba eletrões e o cloro perca eletrões, podemos forçar essa reação por meio da passagem de corrente elétrica. Noutras palavras, podemos submeter o cloreto de sódio ao processo de eletrólise.

A eletrólise é realizada em circuitos eletrolíticos e apenas se dá com o fornecimento de energia por meio de um gerador, como uma pilha, por exemplo. Estes circuitos em geral, são constituídos por dois elétrodos, onde ocorrerão duas semirreações: uma reação de oxidação (perda de eletrões) e uma reação de redução (ganho de eletrões). O elétrodo no qual acontece a oxidação recebe o nome de ânodo, enquanto o elétrodo em que ocorre a redução é chamado de cátodo. Esses elétrodos costumam ser inertes, podendo ser formados por platina ou grafite.

Além dos elétrodos, o circuito eletrolítico também é formado por um eletrólito, que é o meio (geralmente uma solução) em que os elétrodos são imersos, cuja função é conduzir a corrente elétrica do ânodo para o cátodo sob a forma de iões. No circuito, essa solução fica armazenada num recipiente denomina célula (ou cuba) eletrolítica.

Por fim, o circuito é fechado por um gerador elétrico, que fornece a energia necessária para provocar a reação. Para entender como esta acontece, observemos o esquema a seguir:

Figura 1- Esquema de um circuito eletrolítico.

O gerador “puxa” os eletrões do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e transfere-os para o polo negativo (cátodo). Isso é mostrado pelas semirreações:

1ª Semirreação: o gerador atrai os aniões A^- para o polo positivo e força-os a perder eletrões:

2ª Semirreação: o gerador faz com que os catiões B⁺ recebam os eletrões:

Eletrólise ígnea e aquosa

Para que o processo eletrolítico ocorra, é necessário que a passagem de corrente elétrica seja contínua e tenha uma voltagem suficiente para desencadear a reação. Além disso, ainda é preciso que os iões envolvidos no sistema se movimentem livremente, e isso dá-se quando a substância submetida ao processo eletrolítico esteja fundida, que chamamos de eletrólise ígnea, ou em solução aquosa, denominada eletrólise em meio aquoso. Vejamos a diferença entre estas a seguir:

Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de corrente elétrica dá-se numa substância iónica liquefeita, isto é, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que significa “inflamado, ardente”, uma vez que é necessário aquecer a substância a altas temperaturas para que ela se funda.

Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais. Vejamos o exemplo de eletrólise do cloreto de sódio (NaCl): no seu estado fundido, o cloreto de sódio, um composto iónico, pode ser eletrolisado para formar sódio metálico e gás cloro. No NaCl fundido, os catiões e os aniões são Na⁺ e Cl^-, respetivamente.

A figura é um diagrama simplificado de uma célula de Downs, que é usada para a eletrólise em grande escala do NaCl.

Figura 2- Célula de Downs simplificada.

Eletrólise Aquosa: neste caso, fazem parte os iões da substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos o hidróxido de sódio (NaOH), o gás hidrogénio (H₂) e o gás cloro (Cl₂). Dá-se como:

Foram formados dois catiões (Na⁺ e H⁺) e dois aniões (Cl^- e OH^-). Porém, apenas um catião (H⁺) e um anião (Cl^-) sofreram as descargas do elétrodo, os outros iões foram apenas espectadores nessa eletrólise.

Como mostra a equação global, a concentração de iões Cl^- diminui durante a eletrólise e a dos dois iões OH^- aumenta, Portanto, para além de H₂ e Cl₂, pode obter-se o produto secundário, NaOH, evaporando a solução aquosa no fim da eletrólise.

Isto ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: apenas um dos catiões e um dos aniões são participantes. Para determinarmos quais serão os participantes e quais serão os espectadores, existe uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na lista abaixo:

Figura 3- Esquema relativo à facilidade de descarga dos eletrões por ordem crescente.

Deste modo, consultando a lista, vemos que o catião H⁺ tem mais facilidade de descarga que o Na⁺ que é um metal alcalino. E, no que diz respeito aos aniões, o Cl^- é um anião não oxigenado e mais reativo que OH^-.

Aspetos quantitativos da eletrólise

            O físico-químcio inglês Michael Faraday (1791-1867) estudou a eletrólise e criou duas leis que permitem relacionar aspetos quantitativos desse processo e determinar o rendimento da produção, a quantidade de matéria-prima necessária, o tempo de duração do processo e a corrente elétrica que será aplicada.

1ª lei de Faraday

“A massa de uma substância formada ou transformada em qualquer um dos elétrodos, assim como a massa da substância decomposta, por eletrólise é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução.”. Sabe-se que a corrente elétrica, nas soluções, é transportada unicamente pelos iões que, durante a eletrólise, se deslocam para os elétrodos de carga oposta, descarregando-se neles. Portanto, quanto maior for a quantidade de eletricidade que atravessa a solução, maior será a quantidade de substâncias correspondentes que aparecem nos elétrodos.

2ª lei de Faraday

“A mesma quantidade de eletricidade provoca a libertação junto dos elétrodos, assim como a decomposição de várias substâncias em quantidades proporcionais aos seus equivalentes químicos.”.

Por exemplo, experimentalmente conclui-se que quando 96 500 coulombs (unidade SI de carga elétrica) através de uma solução de nitrato de prata, libertava-se no cátodo 1 equivalente-grama de prata (isto é, 107,87g). De acordo com a segunda lei de Faraday, a mesma quantidade de eletricidade provocará o aparecimento, durante a eletrólise de soluções de outros eletrólitos, de uma quantidade eequivalente, isto é, de um equivalente-grama de qualquer outro elemento, por exemplo, 63,54/2 g de Cu. A quantidade de eletricidade necessária para libertar 1 equivalente-grama de qualquer substância, junto de um elétrodo, chama-se faraday e designa-se pelo símbolo F. Um faraday equivale a: F= 96 500 coulombs.

Os átomos-grama de todos os elementos contém o mesmo número de átomos (6,02 x 10²³). E cada ião Ag⁺, ao descarregar-se no cátodo, capta um eletrão. Portanto, para que se forme um átomo-grama, isto é, 107,87g de prata no cátodo, teremos de utilizar 6,02 x 10²³ eletrões. A sua carga total é precisamente igual a um faraday, ou seja, 96 500 coulombs.

Se a mesma quantidade de eletricidade passar através duma solução de CuSO₄, como cada ião Cu²⁺, recebe no cátodo não um mas dois eletrões, formar-se-ão (6,02 x 10²³)/2 átomos de cobre, isto é, 1/2 átomos-grama ( 63,54/2 g), ou seja, duas vezes menos do que com a prata.

MATERIAL

-Caixa de petri;

-Íman;

-Gerador de energia;

-2 placas de grafite;

-Vareta;

-Conta-gotas.

REAGENTES

-Indicador azul de bromotimol;

-Água;

-Sulfato de sódio.

PROCEDIMENTO

1.      Posicionou-se o íman centralizado debaixo da caixa de petri;

2.      Preparou-se uma solução de 50ml de sulfato de sódio;

3.      Transferiu-se a solução para a caixa de petri;

4.      Adicionou-se o indicador azul de bromotimol até adquirir uma cor esverdeada;

 

5.      Conectou-se os dois polos da fonte a cada uma das placas de grafite;

6.      Mergulhou-se as placas de grafite na solução junto de cada polo do íman.

REGISTO DAS OBSERVAÇÕES

Pudemos observar a formação de expirais com efeitos espantosos visualizando-se a individualização de cada uma das cores (azul e amarelo) que constituem a cor verde; E ainda se notou a formação de gases numa das placas de grafite.

Aquando à inversão das placas de grafite relativamente aos polos do íman, pudemos reparar que o inverso aconteceu: as espirais formaram-se na direcção oposta, bem como a individualização das cores.

DISCUSSÃO DE RESULTADOS

Para cada faixa de pH, o indicador azul de bromotimol apresenta uma coloração. Em meio neutro, a cor indicada é verde, em meio ácido é amarelo, e em meio básico, azul. Depois de adicionado o indicador azul de bromotimol, a solução de sulfato de sódio exibia uma coloração esverdeada, uma vez que a solução é neutra.

Na eletrólise do sulfato de sódio em meio aquoso, a água é oxidada, no ânodo, conforme a seguinte semirreação:

2 H₂O (l) → O₂ (g) + 4H⁺ (aq) + 4e^-

Como são produzidos iões H⁺, o meio torna-se ácido e a solução apresenta-se amarela na região do elétrodo positivo.

No eléctrodo negativo, cátodo, a água é reduzida:

2 H₂O (l) + 2e^- → H₂ (g) + 2 OH^- (aq)

Com a produção dos iões OH^- o meio torna-se básico e a cor indicada na região do elétrodo negativo é azul.

Nem o ião Na⁺ nem o ião SO₄^2- participam nas reacções dos elétrodos, dado que é mais fácil oxidar a água do que oxidar o SO₄^2- e ainda, a facilidade com que se reduz a água é maior do que a com que se reduz o Na⁺.

Os iões presentes na solução são atraídos pelos elétrodos de carga oposta. Deste modo os catiões, os iões H⁺, são atraídos pelo polo negativo e os aniões. Iões OH^- pelo polo positivo. Como o campo magnético altera a trajetória destes iões o resultado é um conjunto de espirais.

Na eletrólise, utilizamos uma fonte externa de voltagem para efectuar uma transformação química. Já estudamos reações de oxidação redução de cuja ocorrência espontânea é possível obter corrente elétrica. As reações inversas, não espontâneas, requerem, pois, trabalho elétrico para terem lugar.

A célula eletrolítica é constituída por uma fonte de energia, elétrodos e o eletrólito, um composto iónico. Cada ião no eletrólito tende a mover-se em direção ao elétrodo de carga oposta. Os catiões recebem eletrões no elétrodo negativo e são reduzidos e os aniões são oxidados no elétrodo positivo. 

Neste caso em particular (eletrólise do sulfato de sódio em meio aquoso), os elétrodos são os dois pedaços de grafite (elétrodos inertes- não reagem frente aos compostos que estão a ser eletrolizados) e o eletrólito é a solução de sulfato de sódio.

Como o indicador azul de bromotimol, tinha sido adicionado à solução, com a produção dos iões H⁺ e os iões OH^-, a solução exibia duas cores: amarelo e azul.

Os catiões, os iões H⁺, são atraídos pelo polo negativo e os aniões, iões OH^-, pelo polo positivo. Como o campo magnético altera a trajetória destes iões, o resultado é um conjunto de expirais admiráveis, visualizadas em função das diferentes cores que surgem na solução.

CONCLUSÃO

Com esta experiência, conseguimos criar um efeito artístico a partir da eletrólise de uma solução de sulfato de sódio, com o objetivo de consolidar os conhecimentos sobre eletroquímica: reações redox, circuitos eletrolíticos, tendo por base as leis de Faraday.

Como reações redox, é apresentada a reação catódica e a reação anódica da água que permitirá o surgimento do efeito. Servindo-se como fonte de energia o gerador de energia, como elétrodos, os pedaços de grafite e como eletrólito, o composto iónico da solução de sulfato de sódio. Na célula eletrolítica verifica-se o movimento de cada ião no eletrólito em direção ao elétrodo de carga oposta. Então, os catiões são reduzidos e os aniões são oxidados.

Por fim, ficamos a conhecer as aplicações da eletrólise no nosso quotidiano, como por exemplo a purificação e proteção de metais tornando-os resistentes à corrosão e o isolamento de algumas espécies químicas.

WEBGRAFIA

http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise/

http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p4.php

http://www.mundoeducacao.com/quimica/eletrolise.htm

http://www.coladaweb.com/quimica/eletroquimica/eletrolise

https://www.youtube.com/watch?v=L26lbzdSAwA

Lava Luz

INTRODUÇÃO

Esta experiência científica é realizada a propósito do subtema ”Combustíveis, Energia e Ambiente” e visa relacionar os conceitos de densidade, como esta varia com a temperatura bem como a dilatação térmica. Deste modo, com a atividade “Lava Luz”, pretendemos criar um efeito visual atrativo e consolidar os conhecimentos sobre os processos de conversão de energia.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Energia e calor

Aquando do estudo das variações de energia, a porção de estudo é designada de sistema e a vizinhança é o espaço em redor que varia conforme a situação. Existem diferentes tipos de sistemas:

Figura 1- Esquema explicativo dos tipos de sistemas: isolado, fechado e aberto.

Se o sistema for isolado, a sua energia interna mantém-se constante. Caso contrário, pode haver transferências de energia.

Figura 2- Esquema explicativo dos processos de transferência de energia: calor, trabalho e radiação.

Relação da termodinamica com o calor

A termodinâmica trata da relação entre o calor e as outras formas de energia. A energia pode ser transferida através de interações entre o sistema e suas vizinhanças. Estas interações são denominadas calor e trabalho.

®    A 1ª Lei da Termodinâmica governa quantitativamente estas interações e pode ser enunciada assim: "A variação de energia de um sistema é sempre igual à transferência de energia na forma de calor e trabalho".

®    A 2ª Lei da Termodinâmica aponta a direção destas interações e pode ser enunciada assim: "É impossível o processo cujo único resultado seja a transferência líquida de calor de uma região fria para uma região quente". 

Fluxo de calor

Para que um corpo seja aquecido, normalmente, usa-se uma fonte térmica de potência constante, ou seja, uma fonte capaz de fornecer uma quantidade de calor por unidade de tempo.

Definimos fluxo de calor (Φ) que a fonte fornece de maneira constante como o quociente entre a quantidade de calor (Q) e o intervalo de tempo de exposição (Δt):

Efeitos do calor

            Quando uma substancia é aquecida, podem dar-se mudanças a nível dessa susbtância:

Figura 3- Esquema explicativo dos efeitos do calor numa substância: mudança de temperatura, estado e volume.

Calor e temperatura

Os conceitos de calor e temperatura são distintos.

Podemos definir temperatura como sendo uma medida da energia cinética média das moléculas ou átomos individuais constituintes do sistema enquanto que calor é definido como energia cinética total dos átomos e moléculas que compõem a porção em estudo. A sua distinção é mais concreta aplicando a um exemplo real:

®    A temperatura de um copo de água a ferver é a mesma que a da água a ferver de um balde. Contudo, o balde de água a ferver tem uma maior quantidade de energia que o copo de água. Portanto, a quantidade de calor depende da massa do material, a temperatura não. (Q=mcΔT).

Figura 4- Esquema explicativo acerca da diferença entre tempertaura e calor.

Embora os conceitos mencionados sejam diferentes eles são relacionados. O fluxo de calor só se processa entre sistemas a diferentes temperaturas, como já foi mencionado, e graças ao ganho ou à perda de energia, a temperatura do corpo pode alterar-se.

Reação exotérmica e endotérmica

Se uma reação é exotérmica (E_inicial > E_final) ocorre num sistema:

·         Isolado- a temperatura do sistema aumenta;

·         Fechado- a temperatura do sistema aumenta e depois evolui para a temperatura ambiente.

Se uma reação é endotérmica (E_inicial < E_final) ocorre num sistema:

·         Isolado- a temperatura do sistema diminui;

·         Fechado- a temperatura do sistema diminui e depois evolui para a temperatura ambiente.

Mecanismos de transferência de calor

O calor é, portanto um fenómeno transitório, que cessa quando não existe mais uma diferença de temperatura. Os diferentes processos de transferência de calor são referidos como mecanismos de transferência de calor. Existem três mecanismos: radiação, condução e convecção.

A radiação consiste na propagação da energia sob forma de ondas eletromagnéticas viajando à velocidade da luz sem necessitar de um meio para se propagar.

            A condução ocorre dentro de uma substância ou entre substâncias que estão em contato físico direto. Na condução a energia cinética dos átomos e moléculas (isto é, o calor) é transferida por colisões entre átomos e moléculas vizinhas. O calor flui das temperaturas mais altas (moléculas com maior energia cinética) para as temperaturas mais baixas (moléculas com menor energia cinética).

A capacidade das substâncias para conduzir calor (condutividade) varia consideravelmente. Normalmente, os sólidos são melhores condutores que líquidos e líquidos são melhores condutores que gases. Num extremo, metais são excelentes condutores de calor e no outro extremo, o ar é um péssimo condutor de calor.

A convecção ocorre somente em líquidos e gases. Consiste na transferência de calor dentro de um fluído através de movimentos do próprio fluído existindo transporte de matéria. A convecção ocorre como consequência de diferenças na densidade do ar resultando as correntes de convecção.

Figura 5- Exemplicação de mecanismos de transferência de calor.

Correntes de convecção

As correntes de convecção são os movimentos dos fluidos graças à diferença de temperatura e, por conseguinte, de densidade.

            Quando aquecemos um fluido, inicialmente só a região próxima a fonte de calor se aquece, as partículas dessa porção irão possuir uma maior energia cinética que fará com que essas vibrem ocupando assim um maior espaço, ou seja, expandem-se.

Figura 6- Variação da energia cinética das partículas com o calor.

Esse aumento no volume, sem alteração na massa, leva a uma diminuição da densidade do fluido nessa região. Como os fluidos densos ficam abaixo dos menos densos, o fluido aquecido e menos denso começa a subir provocando assim uma corrente ascendente.

 Figura 7a- Correntes de convecção ascendentes.

À medida que a corrente quente sobe, vai ocorrendo o aquecimento dos níveis acima, enquanto isso ela própria vai esfriando, sofrendo agora um processo inverso ao inicial, pois a sua densidade volta a aumentar, por consequência disso volta a descer, reiniciando o processo. Formando-se assim as correntes de convecção, pelas qual o fluido se aquece.

Figura 7b- Correntes de convecção descendentes.

REAGENTES

- Óleo;

- Corante;

- Álcool etílico (96%);

- Água.

MATERIAL

- Lata de metal;

- Vela;

- Areia;

- Frasco de vidro;

- Gobelés;

- Conta gotas;

- Vareta de vidro;

- Seringa;

- Fósforos.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Preparação do suporte da experiência

1.      Conceberam-se pequenas aberturas na lata de metal para a entrada de oxigénio;

2.      Colocou-se areia abaixo do nível das aberturas;

3.      Pousou-se a vela no interior da lata.

Preparação da solução

1.      Adicionou-se algumas gotas de corante a 100mL de água num gobelé;

2.      Noutro gobelé, verteu-se 40mL de álcool etílico (96%) e acrescentou-se algumas gotas de óleo como indicador de densidade;

3.      Com um conta gotas juntou-se a água com corante à solução anterior até o óleo emergir;

4.      Verteu-se a solução para o frasco de vidro e preenchemos com óleo até ao topo;

5.      Deixou-se repousar.

Montagem da experiência

1.      Acendeu-se a vela;

2.      Colocou-se o frasco de vidro com a respectiva solução em cima da lata de metal e aguardaram-se uns instantes até se verificar movimentos na solução.

REGISTO DE DADOS/ OBSERVAÇÕES

Simulação

           Iniciámos a simulação desta pré-experiência com a montagem da sua estrutura. Pegámos num candeeiro lava luz já existente, esvaziámos o seu conteúdo e iniciámos a simulação com água contendo corante e óleo com posterior colocação de uma pastilha efervescente nesta solução.

Depois de a colocarmos na solução, esta emergiu até à água contendo corante, e é aí que tudo acontece. Quando esta entra em contacto com a água, pudémos observar que ocorre a libertação de bolhas de ar que arrastam consigo partes da fração colorida, que quando chegam ao topo e o gás e libertado, voltam a descer até à base.

Conseguimos obter assim uma simulação das correntes de convecção originárias dos candeeiros lava luz.

Com o passar do tempo, a pastilha consome-se e deixa de fazer efeito, fazendo com que a solução estabilize, voltando ao seu estado inicial.

Lava Luz

Podemos observar que à medida que o tempo passa a solução vai adquirindo movimentos convectivos, fazendo assim com que esta quando se encontra na base seja aquecida e ascenda até ao topo.

Quando a solução chega ao topo arrefece e observamos que esta adquire um movimento descendente e assim sucessivamente.

DISCUSSÃO DE RESULTADOS

Densidades:

_óleo= 0,92g/cm³ (PTN)

_{álcool etílico}= 0,79g/cm³ (PTN)

_água= 1,00g/cm³ (PTN)

_{fração colorida} ≃_{fração transparente} *

* Sendo a densidade da fração colorida ligeiramente maior que a da fração transparente.

Na atividade experimental “Lava luz”, o frasco com a solução é considerado um sistema fechado por ser um sistema que realiza trocas de energia com a vizinhança mas não realiza trocas de matéria.

No suporte com aberturas onde está contida a vela já acesa, ocorre a reação de combustão sendo o combustível a cera e o comburente o oxigénio proveniente do ar que entra pelas aberturas. A reação de combustão da vela liberta energia sob a forma de calor que é propagada pela radiação até ao frasco neste mesmo sentido, seguindo a 2ª lei da termodinâmica.

Ao aquecer a solução do frasco contendo frações duas frações líquidas diferentes que não se misturam só a parte colorida aquece por estar mais próxima da fonte, ou seja, por estar disposta na base do frasco, essa disposição ocorre por esta componente ter uma densidade ligeiramente maior que a fração transparente.

Como efeito do calor, a cota colorida vai adquirir uma maior energia cinética, o que provoca uma maior vibração das partículas constituintes, necessitando assim de um maior espaço, expandindo-se. Como consequência da sua expansão, a sua densidade diminui.

Graças aos efeitos do calor, inicia-se na solução outro mecanismo de transferência de energia dentro do próprio fluido denominado de convecção e onde se verificam as correntes de convecção.

Sabendo que anteriormente, as duas frações tinham as densidades aproximadas, a parte colorida ao diminuir a sua densidade, possuirá uma densidade menor que a parte transparente e como o fluido de menor densidade dispõe-se acima do fluido de maior densidade, efetuam-se movimentos de ascensão por parte da cota colorida.

A componente colorida ao ascender vai arrefecer, aumentando a sua densidade e a componente transparente, disposta em baixo vai aquecendo diminuindo a sua densidade dando-se a assim o processo oposto ao inicial. Este processo repete-se indefinamente enquanto existir uma fonte de calor, neste caso até a vela se extinguir.

A injeção de álcool etilico na cota colorida serve para diminuir a sua densidade para se efectuar o processo de convecção mais facilmente.

Na simulação, não se verificam correntes de convecção, mas o processo pretende representar o mesmo efeito.

            O comprimido efervescente é constituido por bicarbonato de sódio, ácido cítrico, entre outros. A reação destes componentes com a água constituinte da cota colorida desencadeia uma reação onde ocorre efervercência, ou seja, libertação de um gás que neste caso é CO₂ (dióxido de carbono). Ao ser libertado para a atmosfera arrasta partes da fração colorida a água até a superfície. Na libertação do gás, a parte colorida realiza um movimento descendente até a base do pote.

CONCLUSÃO

Com esta experiência, conseguimos entender melhor e consolidar os nossos conhecimentos acerca da densidade, da sua variação com a temperatura bem como o conceito de dilatação térmica, com base no subtema dos conteúdos de química de 12º ano: “Combustíveis, energia e ambiente”.

Com a utilização de materiais básicos do nosso quotidiano, conseguimos obter um candeeiro Lava luz, que proporciona um belo efeito visual e atrativo, daí termos escolhido este experimento, pois encontra-se diretamente relacionado com a arte.

Pudemos concluir também, que o nosso candeeiro é um sistema fechado, pois realiza trocas de energia, mas não de matéria e que este se move devido às correntes de convecção proporcionadas pela diferença de tempertatura e, consequente diferença de densidade dos dois componentes.

Na simulação, conseguimos obter o mesmo efeito, mas devido ao gás libertado pela pastilha efervescente. Esta experiência é menos eficaz, pois finaliza com o acabamento da pastilha. O mesmo não acontece com o candeeiro movido a calor, que tendo sempre uma fonte de energia, o efeito é duradouro.

WEBGRAFIA

https://www.youtube.com/watch?v=PUWoC6NIVmc&feature=youtu.be

http://www.mundogump.com.br/como-construir-sua-propria-lava-lamp/

http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc19/a13.pdf

Simões, T., Queirós, M. & Simões, M. (2009). Química em Contexto: 2. Combustíveis, Ener-gia e Ambiente, Química 12º ano, 1ª edição. Porto, Portugal