analise eletrogravimetrica de cobre

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA ANALÍTICA INSTRUMENTAL II
 
Drª MARILZA CASTILHO TEREZO
ANÁLISE ELETROGRAVIMÉTRICA DE COBRE
JOTSON CARVALHO DE CAMPOS
OLGA MUSTAFÁ MARQUES
CUIABÁ – MT
AGOSTO/2016
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO.................................................................................................. 3 
OBJETIVO......................................................................................................... 4
MATERIAIS UTILIZADOS
Materiais e Reagentes................................................................................... 5
Aparelhagem................................................................................................. 5
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL............................................................. 6
RESULTADOS E DISCUSSÃO........................................................................ 6
CONCLUSÃO.................................................................................................... 9
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.............................................................. 10
INTRODUÇÃO
Diversos métodos de Análise Química Quantitativa podem ser utilizados para se realizar análise em amostras tanto conhecidas quanto desconhecidas, como, por exemplo, titrimetria, cromatografia, espectroscopia. A gravimetria é uma técnica de Análise Química Quantitativa relativamente simples, pois requer a medida de massa do analito desejado, fornece resultados precisos e não requer equipamentos de alto custo. Porém, para a obtenção de bons resultados, a gravimetria requer alguns cuidados, dentre os principais: a amostra deve ter alto grau de pureza e o método de separação deve ser de alta eficiência. Esses problemas podem ser evitados quando a gravimetria é realizada por deposição eletroquímica, ou seja, quando se emprega a eletrogravimetria. Neste caso, é possível controlar as reações químicas, variando-se apenas a corrente elétrica ou o potencial elétrico da célula eletroquímica. Como as reações eletroquímicas são específicas para cada estado de oxidação de um elemento, dependendo da solução na qual as espécies químicas se encontram, é possível segregá-las com alto grau de eficiência, produzindo-se depósitos de alto grau de pureza. Mas, para utilizar a técnica eletrogravimétrica, é importante que o profissional da área de Química tenha desenvolvido competências e habilidades em relação à Gravimetria e à Eletroquímica. (Vogel, 2002)
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, uma vez que inserem variáveis à teoria que a tornam mais complexa. 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. (Beamish, 1969)
A montagem desta técnica consiste em um eletrodo de trabalho (cátodo) e um contra-eletrodo (ânodo), como é destacado a figura a seguir:
Figura 1. Método eletrogravimétrico.
Uma exceção é o cobre: os fenômenos eletrolíticos observados em universo macroscópico – ou seja, relativos à eletrodeposição – associados a essa espécie química são particularmente interessantes porque são facilmente visíveis: não somente a coloração do eletrodepósito é característica, facilmente diferençável em relação a um eletrodo de material diferente, como também a coloração da solução na presença de íons cobre é específica deste elemento. Também, estudos anteriores demonstram que é possível realizar a eletrogravimetria de cobre com remoção de 99% em massa. Sob esse ponto de vista, a exploração da eletrogravimetria em soluções contendo íons cobre é atraente para fins didáticos, desde que o experimento esteja em condições otimizadas. (Oliveira, 2001)
OBJETIVOS
Determinar a pureza de um fio de cobre, empregando o método eletrogravimétrico sem controle de potencial no eletrodo de trabalho.
MATERIAIS UTILIZADOS
Materiais e Reagentes
Balão volumétrico 100 mL Vilobrador;
Béquer 10 mL Uniglas;
Béquer 100 mL Uniglas;
Béquer 250 mL pescoço longo Uniglas;
Bico de Bunsen;
Estufa;
Fio de cobre;
Garra jacaré;
Mulfa;
Pera;
2 Pipetas 5 mL MC;
Suporte;
Tela de amianto;
Água destilada;
H2SO4 concentrado de 0,5 mol.L-1;
Etanol;
NH4OH concentrado;
Solução de HNO3 de 8,0 mol.L-1.
Aparelhagem
Agitador magnético IKA C-MAG HS 7;
Balança analítica Uni Bloc;
Barra magnética;
Eletrodo de rede e espiral de Pt;
Fonte de tensão (cc) – 12 V modelo TC 12 – 05;
Multímero PC-Comm True RMS DMM.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Inicialmente foi pesado na balança analítica 0,2386 g de cobre metálico. Posteriormente, colocou-se a solução de HNO3 de 8 mol.L-1 sobre a tela de amianto e ligou o bico de Bunsen, deixou a mesma até que fervesse para a retirada de HNO2. Em seguida foi preparado a amostra, dissolveu-se o cobre metálico em aproximadamente 5 mL de HNO3 já fervido, neutralizou a solução com amônia e acidificou com H2SO4.
Logo depois, com a ajuda de um pano de papel manipulou-se o eletrodo de platina, tocando somente na haste fina do mesmo. Mergulhou o eletrodo na solução de HNO3 a quente, para depois enxaguar com água e álcool e colocar na mufa por 5 minutos. Em seguida pesou-se o eletrodo para cálculos posteriores.
Adicionou-se a solução feita anteriormente em um béquer de 250 mL de pescoço longo e inseriu água. Colocou-se o cátodo de forma que os 5 mm superiores estivessem acima do líquido e iniciou-se a agitação magnética. Após 15 minutos adicionou um pouco mais de água destilada e aguardou mais 15 minutos. Observou-se que não havia mais deposição de cobre na nova superfície, desta forma a eletrólise estava completa.
Em seguida, lavou-se o eletrodo com água destilada sem que houvesse desligado o aparelho, lavou-se o catodo com água e álcool e inseriu o mesmo na mufa por 3 minutos e dessecou por 5 minutos. Seguidamente pesou-se o eletrodo com a deposição do cobre. Logo após limpou-se o eletrodo.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Durante o experimento observou-se a grande importância do preparo de amostra para que obtivesse uma pureza de grande valia.
O fio de cobre metálico já estava sem a camada polimérica de proteção, desta forma ignorou o passo de que devia retirar o mesmo antes de fazer a digestão com o ácido nítrico. 
Após a dissolução de cobre na solução de HNO3 0,8 mol.L-1 houve a formação de um complexo cuja nomenclatura é hexamincobre.
A massa do fio de cobre e do eletrodo de rede de platina foram adquiridas através da pesagem, que foram de: 
Ao introduzir parte do eletrodo de platina (trabalho) e o contra eletrodo na solução e ligar os polos positivo e negativo, observou-se o desenvolvimento de gás no contra eletrodo, atuando como ânodo e deposição de cobre no eletrodo de trabalho, atuando como cátodo. O gás desprendido no ânodo refere-se ao O2(g) oriundo da oxidação da água da solução, conforme a seguinte semi reação:
H2O ↔ ½ O2(g) + H+(aq) + 2e-
No cátodo ocorre a redução do Cu2+ existente na solução a Cu(s) que deposita na superfície do eletrodo de trabalho. A redução é dada pela seguinte semi reação:
Cu2+ + 2e- ↔ Cu(s)
Nesta semi reação vê-se que para reduzir um mol de cobre, são necessários dois mols de elétrons, que de um mol de água prove dois mol de elétrons,logo os elétrons liberados pela água são transferidos para o cobre da solução.
Ajustou-se a voltagem que estava aproximadamente 3,47 V, adequado para o método, já que era pra variar entre 3 – 4 V. Ao observar a eletrólise do cobre, é possível constatar mudanças a olho nu que indicam que a reação está acontecendo. Portanto, o cobre em solução (Cu2+) possui a coloração azul, enquanto que na sua forma metálica é avermelhado. De acordo com que a reação processa, o eletrodo de trabalho obtém a coloração avermelhada e a solução vai se processando para transparente (Figura 2). A reação foi finalizada, quando após os 30 minutos de eletrólise, o eletrodo foi totalmente emergido na solução e não foi observado mais deposito do cobre na superfície.
Figura 2. Início da eletrólise de cobre e fim da eletrólise de cobre.
A utilização do HNO3(aq) durante o experimento foi para evitar que ocorra evolução de H2(g) no cátodo e atrapalhar a deposição do analito, assim sendo o NO3- é um despolarizador catódico. Desta maneira à formação de amônio antes de H2, o amônio é solúvel e não atrapalha a deposição do analito.
Quando não há despolarizador catódico, o potencial do cátodo atinge o de redução do H+ e há formação de H2(g); 2H+ + 2e- ↔ H2.
Ao final da eletrólise, os eletrodos foram retirados da solução sem desligar a fonte de corrente. Caso seja desligada a fonte antes de retirar os eletrodos, o cobre aplicado pode ser novamente digerido pelo ácido em solução. O eletrodo foi lavado, seco em estufa e pesado com a massa de:
A pureza do fio de cobre foi calculada com a seguinte fórmula:
O fio de cobre continha 94,84% de teor de Cu(s), apesar de o valor ser alto, pode haver erros técnicos e/ou instrumentais. 
CONCLUSÃO
Foi possível constatar na prática os conhecimentos teóricos vistos em sala de aula sobre a eletrogravimetria à partir a determinação teor de cobre em um fio de cobre metálico, sendo este teor de 94,84%. O experimento é de fácil visualização e apresenta aptidão eletroquímica acima de 80%, indica que supostamente não há codeposição do material junto com o cobre. Houve alguns erros sistemáticos, como a má calibração dos instrumentos, podendo obter uma maior pureza do fio do cobre. A prática foi de grande valia e aprendizado sobre a teoria, finalizado com êxito.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Artigo: Desenvolvimento de experimento didático de eletrogravimetria de baixo custo utilizando princípios da química verde. Disponível em: <http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/ED20150290.pdf>
Beamish, F. E.; Anal. Chim. Acta 1969, 44, 253.
HARRIS, DANIEL C., Análise Química Quantitativa, 6ª Edição, LTC-Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., Rio de Janeiro-RJ, 2005.
Oliveira, A. P.; Freschi, G. P. G.; Dakuzaku, C. S.; Moraes, M.; Crespi, M. S.; Gomes Neto, J. A.; Quim. Nova 2001, 24, 743.
SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.
Vogel, Análise Química Quantitativa, Jeffery, G. H.; Bassett, J.; Mendham, J.; Denney, R. C., eds.; 6ª ed., LTC: Rio de Janeiro, 2002.