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Lab 9 Eletrogravimetria

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CENTRO UNIVERSITÁRIO FEI 
 
 
 
 
 
Química Analítica Instrumental 
L9 – Eletrogravimetria 
 
 
 
 
Alice Albanes Kanbara RA: 11.115.694-9 
Geraldo Luiz Pacheco Fontana RA: 15.115.137-0 
Julia Galluzzi Scott RA: 15.115.180-0 
 
 
Turma: 740 
 
 
 
São Bernardo do Campo 
2º semestre 2017 
1. Sumário 
 
1. Sumário ........................................................................................................................ 2 
2. Introdução teórica ....................................................................................................... 3 
3. Procedimento experimental ...................................................................................... 6 
4. Análise de dados ........................................................................................................ 7 
5. Conclusão .................................................................................................................... 8 
6. Referências bibliográficas ......................................................................................... 9 
 
 
 
2. Introdução teórica 
 
A eletrogravimetria é uma técnica analítica baseada na determinação da 
massa de um composto, ou elemento, a ser analisado, depositado 
eletroliticamente sobre um eletrodo, que deve ser previamente pesado. Pesando-
se novamente o eletrodo após a deposição e subtraindo-se a sua massa inicial 
obtém-se a massa do metal depositado. Para as deposições são utilizadas as 
chamadas células eletrolíticas, que diferem das células galvânicas. Estas células 
podem ser definidas como: 
1 – Célula galvânica: São dispositivos capazes de gerarem uma corrente 
elétrica entre dois eletrodos, como resultado de reações de oxirredução. Um 
exemplo de célula galvânica são as pilhas comumente utilizadas em lanternas, 
brinquedos, entre outros. 
2 – Célula eletrolítica: São dispositivos nos quais a aplicação de uma força 
eletromotriz externa provoca um fluxo de íons dentro da solução, com os íons 
positivos (os cátions) se dirigindo para o polo negativo (eletrodo negativo), o 
catodo e os íons negativos (os ânions) se dirigindo para o polo positivo (eletrodo 
positivo), o anodo. Como consequência ocorre a decomposição das espécies 
iônicas na solução, num processo conhecido como eletrólise. [1] 
Assim como as técnicas gravimétricas convencionais, a eletrogravimetria 
não requer calibrações preliminares contra padrões químicos porque a relação 
funcional entre a grandeza medida e a concentração do analito pode ser 
estipulada a partir da teoria e dados de massa atômica. [2] 
O emprego da eletrogravimetria não conduz a resultados satisfatórios na 
grande maioria dos casos, nos quais a eficiência eletroquímica é bem menor que 
100%. Isto se deve a diversos fatores, como por exemplo, o aumento da 
resistividade da solução com o passar do tempo, o valor alto de potencial de 
deposição da maioria dos metais, o mecanismo de reação, reações paralelas que 
não são de interesse na construção de conceitos, entre outros. [3] 
Desta forma, a eletrogravimetria é uma técnica pouco empregada mesmo 
no meio acadêmico. Metais nobres são menos resistentes à eletrodeposição, 
possibilitando melhores resultados eletrogravimétricos, porém, além de exigirem 
materiais e reagentes de alto custo, necessitam de condições específicas para 
obtenção de alta eficiência de eletrodeposição, como por exemplo eletrodos de 
platina e prata, aquecimento e aditivos tóxicos ou perigosos. [3] 
 
 
Figura 1: Esquema de uma análise eletrogravimétrica [4] 
 
 
 
 
 
Figura 2: Exemplo de uma análise eletrogravimétrica em solução de cobre: [4] 
 
Início da eletrólise com cobre Término da Eletrogravimetria 
 
 
 
3. Procedimento experimental 
 
Limpar os eletrodos por imersão em solução aquosa concentrada de HNO3 
sob aquecimento. Lavar com água destilada e acetona e secar em estufa. Pesar 
o cátodo limpo e seco antes do início do ensaio. Completar o volume da solução 
contida num balão volumétrico com água destilada e homogeneizar a solução. 
Num béquer de 250 mL, pipetar 50 mL de solução e adicionar 10 mL de 
ácido nítrico (8 mol/L) e 10 mL de ácido sulfúrico (3 mol/L). Diluir com 30 mL de 
água destilada e aquecer a 150ºC. Em seguida, mergulhar os eletrodos de platina 
na solução aquecida e iniciar a eletrólise com corrente elétrica mínima, 
aumentando-a gradativamente. Regular a intensidade de corrente entre 3,0 e 4,0 
A e a tensão próxima a 3,0 V. 
Quando a solução, inicialmente de cor azulada, tornar-se incolor, verificar 
se a eletrólise foi completa, imergindo um pouco mais o cátodo. Prosseguir com a 
eletrólise por mais 5 min e verificar se ocorreu deposição do metal na região 
recém-imersa do cátodo. Caso tenha ocorrido deposição, repetir a verificação até 
que não seja mais constatada a ocorrência de depósito de cobre. 
Retirar o cátodo da solução, lavando-o com jatos de água destilada à 
medida que for emergindo, sem desligar a corrente. Esta só deverá ser desligada 
quando todo o cátodo tiver emergido da solução. Lavar o cátodo com acetona e 
secá-lo em estufa por 10 min a uma temperatura de 110ºC. Esfriar, por 5 
minutos, em dessecador e pesar. 
Por fim, calcular a concentração em massa e em quantidade de matéria de 
cobre na solução a partir da massa de depósito e do volume pipetado. 
 
4. Análise de dados 
 
Reação do cátodo (redução): 𝐶𝑢2+ + 𝑒− → 𝐶𝑢+ 
Reação do ânodo (oxidação): 𝑂2 + 4𝐻
+ + 4𝑒− ↔ 2𝐻2𝑂 
 
Medições das massas do cátodo: 
𝑚𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙=16,35 𝑔 
𝑚𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 𝑓𝑛𝑎𝑙=16,5335 𝑔 
𝑚𝐶𝑢 𝑑𝑒𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑎𝑑𝑜= 𝑚2−𝑚1=0,1835 𝑔 
 
Com o valor de massa obtido, foi possível calcular o número de mols de 
cobre a partir da seguinte relação: 
𝑛𝐶𝑢 =
𝑚𝐶𝑢
𝑀𝐶𝑢
=
0,1835
63,5
= 2,9.10−3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Sabendo que: 
𝑛𝐶𝑢 =
𝑚𝐶𝑢
𝑀𝐶𝑢
= 𝑛𝐶𝑢𝑆𝑂4.5𝐻2𝑂 = 2,9.10
−3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
Pôde-se descobrir a concentração de 𝐶𝑢𝑆𝑂4.5𝐻2𝑂 através da seguinte relação: 
𝐶𝐶𝑢𝑆𝑂4.5𝐻2𝑂 =
𝑛𝐶𝑢𝑆𝑂4.5𝐻2𝑂
𝑉(𝐿)
=
2,9.10−3
50. 10−3
= 58. 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝑙 
 
5. Conclusão 
 
Através do experimento, foi estudado que a Eletrogravimetria determina a 
quantidade de analito presente por meio da sua conversão eletrolítica a um 
produto que é pesado na forma de um depósito sobre um dos eletrodos. 
Além disso, o objetivo do trabalho foi alcançado uma vez que foi 
determinado a concentração do CuSO4. 5H2O. 
O resultado obtido foi plausível, pois encontrou-se uma concentração de 
CuSO4. 5H2O. de 58 . 10
−3 mol/L. 
Alguns erros que podem ter sido cometidos durante a efetuação do 
experimento, como por exemplo: manuseio dos equipamentos, medição das 
soluções, na limpeza dos eletrodos e na secagem dos mesmos. 
 
 
6. Referências bibliográficas 
 
[1] Eletrogravimetria. Cardoso, Lorena. Disponível em: 
<http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAsLsAG/eletrogravimetria>. 
[2] Desenvolvimento de experimento didático de eletrogravimetria de baixo 
custo utilizando princípios da Química Verde. Finazzi, Guilherme Antonio. 
Disponível em: <http://quimicanova.sbq.org.br/detalhe_artigo.asp?id=6323>. 
 [3] INTRODUÇÃO AOS MÉTODOS ELETROANALÍTICOS – III. Prof. Valmir F. 
Juliano. Disponível em: <http://zeus.qui.ufmg.br/~valmir/qui221_Eletrog-Coulom-
Voltam.ppt>. 
[4] Eletrogravimetria. Disponível em: 
<http://slideplayer.com.br/slide/3440999/11/images/20/Eletrogravimetria.jpg>.

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